Analiza titrimetrică

Istoria și principiul metodei

Analiza titrimetrică (titrimetria) este cea mai importantă dintre metodele chimice de analiză. A apărut în secolul al XVIII-lea, inițial ca metodă empirică de testare a calității diferitelor materiale, precum oțet, sifon, soluții de înălbitor. La începutul secolelor al XVIII-lea și al XIX-lea au fost inventate biuretele și pipetele (F.Decroisille). De o importanță deosebită au fost lucrările lui J. Gay-Lussac, care a introdus termenii de bază ai acestei metode: titrare, titrant iar altele derivate din cuvântul „titlu”. Titrul este masa unei substanțe dizolvate (în grame) conținută într-un mililitru de soluție. La momentul Gay-Lussac, rezultatele analizei au fost calculate folosind titruri. Cu toate acestea, titrul ca modalitate de exprimare a concentrației unei soluții s-a dovedit a fi mai puțin convenabil decât alte caracteristici (de exemplu, concentrațiile molare), prin urmare, în chimia analitică modernă, calculele folosind titruri sunt destul de rare. Dimpotrivă, diverși termeni derivați din cuvântul „titlu” sunt folosiți pe scară largă.

La mijlocul secolului al XIX-lea, chimistul german K.Mohr a rezumat toate metodele titrimetrice create până atunci și a arătat că același principiu stă la baza oricărei metode. Adăugați întotdeauna o soluție cu o concentrație cunoscută cu precizie a reactivului R (titrant) la o soluție de probă care conține componenta X care urmează să fie determinată. Acest proces se numește titrare. Când efectuează o titrare, analistul monitorizează progresul unei reacții chimice între X și R adăugat. La atingerea punctului de echivalență (t.eq.), când numărul de echivalenți molari ai R introdus este exact egal cu numărul de echivalenți molari ai substanței X prezente în probă, titrarea este oprită și volumul de titrant consumat. este masurat. Punctul final al titrarii se numește punctul final al titrarii (k.t.t.), acesta, ca și t.eq., este exprimat în unități de volum, de obicei în mililitri. În cazul ideal, Vk.t.t \u003d V t.eq. , dar în practică nu se realizează o potrivire exactă din diverse motive, titrarea este finalizată puțin mai devreme sau, dimpotrivă, puțin mai târziu decât t.eq. Desigur, titrarea ar trebui efectuată astfel încât diferența dintre V t.eq. și V k.t.t. ar fi cât mai mic posibil.

Deoarece masa sau concentrația X se calculează din volumul de titrant utilizat pentru titrarea probei (conform V k.t.t.), în trecut titrimetria se numea analiza volumetrica. Acest nume este adesea folosit astăzi, dar termenul analiza titrimetrică mai exact. Cert este că operația de adăugare treptată a unui reactiv (titrare) este caracteristică oricărei tehnici de acest tip, iar consumul de titrant poate fi estimat nu numai prin măsurarea volumului, ci și prin alte metode. Uneori, titrantul adăugat este cântărit (măsurarea masei pe o balanță analitică dă o eroare relativă mai mică decât măsurarea volumului). Uneori se măsoară timpul necesar pentru ca titrantul să fie injectat (la o rată constantă de injectare).

De la sfârșitul secolului al XIX-lea, tehnicile titrimetrice au fost folosite în cercetare, fabrică și alte laboratoare. Folosind noua metodă, a fost posibilă determinarea cantităților de miligrame și chiar micrograme dintr-o mare varietate de substanțe. Simplitatea metodei, costul redus și versatilitatea echipamentului au contribuit la utilizarea pe scară largă a titrimetriei. În special titrimetria a început să fie utilizată în anii 50 ai secolului XX, după crearea unei noi versiuni a acestei metode (complexometrie) de către analistul elvețian G. Schwarzenbach. Concomitent, utilizarea pe scară largă a metodelor instrumentale de control al c.t.t. Până la sfârșitul secolului XX, importanța titrimetriei a scăzut oarecum din cauza concurenței dintre metodele instrumentale mai sensibile, dar și astăzi titrimetria rămâne o metodă de analiză foarte importantă. Vă permite să determinați rapid, ușor și destul de precis conținutul celor mai multe elemente chimice, substanțe organice și anorganice individuale, conținutul total de substanțe similare, precum și indicatori generalizați de compoziție (duritatea apei, conținutul de grăsime din lapte, aciditatea produselor petroliere) .

Tehnica analizei titrimetrice

Principiul metodei va deveni mai clar după prezentarea tehnicii de implementare a acesteia. Deci, lăsați să vi se aducă o soluție alcalină de concentrație necunoscută, iar sarcina dumneavoastră este să stabiliți concentrația exactă a acesteia. Pentru asta vei avea nevoie soluție regentă, sau titrant- o substanță care intră într-o reacție chimică cu alcalii, iar concentrația titrantului trebuie cunoscută cu precizie. Evident, pentru a determina concentrația de alcali, folosim o soluție acidă ca titrant.

1. Selectăm cu o pipetă volumul exact al soluției analizate - se numește alicot. De regulă, volumul unei alicote este de 10-25 ml.

2. Se transferă o alicotă într-un balon de titrare, se diluează cu apă și se adaugă un indicator.

3. Umpleți biureta cu soluția de titrant și efectuați titrarea este adăugarea lentă, prin picurare, a unui titrant la o alicotă din soluția de testat.

4. Terminăm titrarea în momentul în care indicatorul își schimbă culoarea. Acest moment se numește punctul final al titrarii este k.t.t. K.t.t., de regulă, coincide cu momentul în care reacția dintre analit și titrant este finalizată, adică. la alicotă se adaugă o cantitate exact echivalentă de titrant - acest punct se numește punct de echivalență, adică Astfel, i.e. și k.t.t. - sunt două caracteristici ale aceluiași moment, una teoretică, cealaltă experimentală, în funcție de indicatorul selectat. Prin urmare, este necesar să alegeți corect indicatorul, astfel încât k.t.t. a coincis cât mai aproape cu t.e.

5. Se măsoară volumul titrantului utilizat pentru titrare și se calculează concentrația soluției de testat.

Tipuri de analiză titrimetrică

Metodele titrimetrice pot fi clasificate după mai multe caracteristici independente: și anume: 1) după tipul de reacție între X și R, 2) după metoda de titrare și calculul rezultatelor, 3) după metoda de monitorizare a t.eq. .

Clasificarea după tip reactie chimica - cel mai important. Amintiți-vă că nu toate reacțiile chimice pot fi folosite pentru titrari.

În primul rând, ca în celelalte metode chimice, componenta (analitul) de determinat trebuie să reacţioneze cantitativ cu titrantul.

În al doilea rând, este necesar ca echilibrul reacției să fie stabilit cât mai repede posibil. Reacții în care, după adăugarea următoarei porțiuni de titrant, stabilirea echilibrului necesită cel puțin câteva minute, este dificil sau chiar imposibil de utilizat în titrimetrie.

În al treilea rând, reacția trebuie să corespundă unei singure ecuații stoichiometrice cunoscute anterior. Dacă reacția conduce la un amestec de produse, compoziția acestui amestec se va modifica în timpul titrarii și depinde de condițiile de reacție. Fixarea punctului de echivalență va fi foarte dificilă, iar rezultatul analizei va fi inexact.Combinația acestor cerințe îndeplinește reacția de protoliză (neutralizare), multe reacții de complexare și redox, precum și unele reacții de precipitare. În consecință, în analiza titrimetrică, se disting următoarele:

Metoda de neutralizare,

complexometrie,

Metode redox

Metode de depunere.

În cadrul fiecărei metode, se disting variantele sale individuale (Tabelul 1). Denumirile lor provin de la denumirile reactivilor utilizați în fiecare dintre opțiuni ca titrant (permanganatometrie, iodometrie, cromatometrie etc.).

Tabelul 1.

Clasificarea metodelor titrimetrice în funcție de tipul de reacție chimică utilizată

Reacţie	Metodă	Reactiv (titrant)	varianta metodei	Substanțe de determinat
Protoliza	Metoda de neutralizare	HCI, HCI04, HN03	Acidimetrie	Oc inovații
		KOH, NaOH etc.	Alcalimetrie	acizi
Formare complexă	Complex-metria	EDTA	Complexometrie	Metalele și compușii lor
			Fluorometrie, cianidometrie	Unele metale, substanțe organice
Redox	Contor redox	KMnO 4 K2Cr2O7	permanganatometrie cromatometrie	Restauratori
		KJ și Na2S2O3	Iodometrie	Agenți reducători, agenți oxidanți, acizi
		Vitamina C	Ascorbinometrie	Oxidanți
precipitare	Sedimetrie	AgNO3	Argentometrie	Halogenuri
		Hg 2 (NO 3) 2	Mercurometrie
		KSCN	Rodanometrie	Unele metale
		Ba(NO3)2	bariometrie	sulfați

Clasificare prin metoda de titrare. De obicei, există trei metode: titrare directă, inversă și de substituție. titrare directă presupune adăugarea directă a titrantului la soluția de probă. Uneori se folosește o ordine diferită de amestecare a reactivilor - o soluție de probă se adaugă treptat la o cantitate cunoscută R, în care se dorește să determine concentrația X; dar aceasta este și o titrare directă. În ambele cazuri, rezultatele analizei sunt calculate folosind aceleași formule bazate pe legea echivalentelor.

ν X = ν R

unde ν X și ν R sunt numărul de moli de echivalenți X și R. Formule de calcul bazate pe raport, precum și exemple de calcul, vor fi date mai jos.

Titrarea directă este cea mai convenabilă și cea mai comună variantă de titrimetrie. Este mai precis decât alții. La urma urmei, erorile aleatorii apar în principal la măsurarea volumului de soluții și în aceasta metoda titrare, volumul se măsoară o singură dată, însă titrarea directă nu este întotdeauna posibilă. Multe reacții între X și R nu merg suficient de repede și, după adăugarea următoarei porțiuni de titrant, soluția nu are timp să stabilească echilibrul. Uneori, o titrare directă nu este posibilă din cauza reacțiilor secundare sau a lipsei unui indicator adecvat. În astfel de cazuri, se utilizează scheme de titrare inversă sau de substituție mai complexe. Acestea includ cel puțin două reacții chimice.

Titrare înapoi realizat conform unei scheme în două etape:

X + R 1 \u003d Y 1

R1 + R2 = Y2

Reactivul auxiliar R1 este introdus într-o cantitate precis cunoscută. Volumul şi concentraţia soluţiei R1 sunt alese astfel încât R1 după terminarea reacţiei cu Hostal în exces. Porţiunea nereacţionată a lui R1 este apoi titrată cu titrant R2. Un exemplu ar fi o titrare permanganometrică materie organică. Nu este posibilă titrarea multor substanțe cu permanganat „direct” din cauza lenții oxidării lor și din alte motive. Dar mai întâi puteți adăuga o cantitate cunoscută (excesivă) de KMnO 4 la proba analizată, acidificați și încălziți soluția rezultată. Acest lucru va duce la finalizarea completă și rapidă a oxidării substanțelor organice. Apoi permanganatul rămas este titrat cu un agent reducător activ, de exemplu, o soluție de SnCl2 sau FeS04.

Calculul rezultatelor titrarii inverse se realizează pe baza relației evidente:

ν X \u003d ν R 1 - ν R 2

Deoarece volumele în acest caz sunt măsurate de două ori (mai întâi volumul soluției de reactiv R1, apoi volumul titrantului R2), eroarea aleatorie a rezultatului analizei este puțin mai mare decât în ​​titrarea directă. Eroarea relativă a analizei crește mai ales puternic cu un mic exces de reactiv auxiliar, când ν R 1 ≈ ν R 2 .

Clasificarea după metoda de control a t.eq. Sunt cunoscute mai multe astfel de metode. Cea mai simplă este titrarea fără indicator, cea mai comună este titrarea cu indicatori de culoare, iar cele mai precise și sensibile sunt opțiunile de titrimetrie instrumentală.

Titrare fără indicator se bazează pe utilizarea reacțiilor care sunt însoțite de o modificare a proprietăților vizibile ale soluției titrate. De regulă, unul dintre reactivi (X sau R) are o culoare vizibilă. Cursul unei astfel de reacții este controlat fără instrumente speciale și fără adăugarea de reactivi indicatori. Deci, agenții reducători incolori sunt titrați într-un mediu acid cu o soluție violetă a unui agent oxidant - permanganat de potasiu (KMnO 4). Fiecare porțiune de titrant adăugat se va decolora imediat, transformându-se în ioni de Mn 2+ sub acțiunea agentului reducător. Aceasta va continua până la t.eq. Cu toate acestea, prima picătură „extra” de titrant va colora soluția titrată roz-violet, culoarea nu va dispărea chiar și atunci când soluția este agitată. Când apare o culoare care nu dispare, titrarea este oprită și se măsoară volumul titrantului uzat ( V k.t.t.). Sfârșitul titrarii poate fi fixat nu numai prin aspectul culorii soluției titrate, ca în exemplul luat în considerare, ci și prin decolorarea soluției de probă colorată anterior, precum și prin apariția oricărui precipitat, a acestuia. disparitie sau schimbare. aspect. Titrarea fără indicator este rar utilizată, deoarece doar câteva reacții sunt însoțite de o modificare a proprietăților vizibile ale soluției.

Titrare instrumentală. Cursul reacției dintre X și R poate fi monitorizat nu doar „cu ochi” (vizual), ci și cu ajutorul instrumentelor care măsoară unele proprietăți fizice ale soluției. Se disting variante de titrimetrie instrumentală, în funcție de ce proprietate a soluției este controlată. Puteti folosi orice proprietate in functie de calitate si compoziţia cantitativă soluție titrabilă. Și anume, este posibilă măsurarea conductivității electrice a soluției (această opțiune se numește conductometrice titrare), potențialul electrodului indicator scufundat în soluția titrată ( potențiometrice titrare), absorbția luminii de către soluția titrată ( fotometric titrare), etc. Puteți opri titrarea când este atinsă o valoare preselectată a proprietății măsurate. De exemplu, o soluție acidă este titrată cu alcali până când se atinge o valoare a pH-ului de 7. Cu toate acestea, mai des o fac diferit - proprietatea selectată a soluției este măsurată în mod repetat (sau chiar continuu) pe măsură ce se introduce titrantul, nu numai înainte, dar și după temperatura preconizată. .eq. Conform datelor obținute, este reprezentată grafic o dependență a proprietății măsurate de volumul titrantului adăugat ( curba de titrare). Aproape de punctul de echivalență, există o schimbare bruscă a compoziției și proprietăților soluției titrate, iar un salt sau o pauză este înregistrată pe curba de titrare. De exemplu, un salt în potențialul unui electrod scufundat într-o soluție. Poziția ecuației este estimată din poziția inflexiunii pe curbă. Acest tip de analiză este mai laborioasă și consumatoare de timp decât titrarea convențională, dar oferă rezultate mai precise. Într-o titrare, este posibil să se determine separat concentrațiile unui număr de componente.

Sunt cunoscute mai mult de o duzină de variante de titrimetrie instrumentală. Analistul american I. Koltgof a jucat un rol important în crearea lor. Metodele adecvate diferă în ceea ce privește proprietatea măsurată a soluției, echipamentul utilizat și capacitățile analitice, dar toate sunt mai sensibile și mai selective decât opțiunile de titrimetrie vizuală cu indicator sau non-indicator. Controlul instrumental este deosebit de important atunci când indicatorii nu pot fi utilizați, de exemplu, în analiza soluțiilor tulburi sau intens colorate, precum și în determinarea urmelor de impurități și în analiza amestecurilor. Totuși, titrimetria instrumentală necesită ca laboratorul să fie echipat cu instrumente speciale, de preferință cu auto-înregistrare sau complet automatizate, ceea ce nu este întotdeauna fezabil din punct de vedere economic. În multe cazuri, rezultate suficient de precise și de încredere pot fi obținute într-un mod mai simplu și mai ieftin pe baza utilizării indicatorilor.

Utilizarea indicatorilor. O cantitate mică de reactiv special poate fi adăugată în prealabil la proba titrată - indicator. Titrarea va trebui oprită în momentul în care indicatorul sub acțiunea titrantului introdus își schimbă culoarea vizibilă, acesta este punctul final al titrarii. Este important ca schimbarea culorii să nu aibă loc treptat, ca urmare a adăugării doar a unei picături „în plus” de titrant. În unele cazuri, indicatorul nu își schimbă culoarea, ci solubilitatea sau natura strălucirii. Cu toate acestea, astfel de indicatori (adsorbție, fluorescent, chemiluminiscent etc.) sunt folosiți mult mai rar decât indicatorii de culoare. Schimbarea culorii oricărui indicator are loc datorită interacțiunii chimice a indicatorului cu titrantul, ducând la trecerea indicatorului la o nouă formă.Proprietățile indicatorilor trebuie luate în considerare mai detaliat.

Indicatori

Laboratoarele analitice folosesc câteva sute de indicatori de culoare tip diferit(acido-bazică, metalo-cromică, adsorbție etc.). Pe vremuri, tincturile obtinute din plante - din flori violete sau din un fel deosebit licheni (tornesol). R. Boyle a fost primul care a folosit astfel de indicatori. În prezent, indicatorii naturali nu sunt utilizați, deoarece sunt întotdeauna un amestec de substanțe diferite, astfel încât tranziția culorii lor nu este exprimată clar. Indicatorii moderni sunt sintetizați în mod special individual compusi organici. De regulă, indicatorii sunt compuși din seria aromatică, ale căror molecule conțin mai multe grupe funcționale (substituenți).Se cunosc mulți compuși similari, dar numai unii dintre ei pot fi utilizați ca indicatori de culoare. Indicatorul propus trebuie să îndeplinească o serie de cerințe:

· indicatorul trebuie să se dizolve bine, oferind soluții stabile în timpul depozitării;

· în soluție, indicatorul trebuie să existe sub mai multe forme, diferite ca structură moleculară. Între forme trebuie stabilit un echilibru chimic mobil. De exemplu, forma acidă a indicatorului intră în cea de bază (și invers), cea oxidată intră în cea redusă (și invers); indicatorul metalocromic este complexat reversibil cu ioni metalici etc.;

· indicatorul de culoare ar trebui intens absorb lumina în regiunea vizibilă a spectrului. Culoarea soluției sale trebuie să fie distinsă chiar și la concentrații foarte mici (10 -6 - 10 -7 mol/l). În acest caz, se vor putea introduce cantități foarte mici de indicator în soluția titrată, ceea ce contribuie la obținerea unor rezultate de analiză mai precise;

· diferitele forme ale indicatorului ar trebui să fie diferite în culoarea lor, adică în spectrul de absorbție în regiunea vizibilă. În acest caz, în timpul titrarii, se va observa o tranziție de culoare contrastantă.De exemplu, trecerea culorii indicatorului de la roz la verde smarald este clar vizibilă pentru ochi. Este mult mai dificil de fixat punctul final al titrarii (c.t.t.) prin trecerea culorii roz la portocaliu sau violet. Este foarte important cât de diferite sunt spectrele de absorbție ale celor două forme ale indicatorului. Dacă una dintre formele indicatorului absoarbe la maxim lumina cu o lungime de undă de λ 1, iar cealaltă cu o lungime de undă de λ 2, atunci diferența ∆λ = λ 1 - λ 2 caracterizează contrastul tranziției de culoare. Cu cât ∆λ mai mare, cu atât tranziția de culoare a indicatorului este mai bine percepută de ochi. Pentru a crește contrastul vizual al tranziției de culoare, se folosesc uneori amestecuri de indicatori diferiți sau se adaugă un colorant străin inert la indicator;

· trecerea indicatorului de la o formă la alta la schimbarea compoziției soluției ar trebui să aibă loc foarte rapid, într-o fracțiune de secundă;

· tranziția trebuie să fie cauzată de un singur factor, același pentru toți indicatorii de un anumit tip. Astfel, o schimbare a culorii unui indicator acido-bazic nu ar trebui să apară din cauza reacțiilor de alt tip, de exemplu, atunci când interacționează cu agenți oxidanți, sau cu ioni metalici sau cu proteine! Dimpotrivă, indicatorii redox ar trebui să-și schimbe culoarea doar datorită interacțiunii cu agenții oxidanți și reducători, iar aceasta ar trebui să apară la un anumit potențial specific fiecărui indicator redox. Culoarea acestor indicatori și potențialul de tranziție nu ar trebui să depindă de pH-ul soluției. Din păcate, în practică, potențialul de tranziție al multor indicatori redox depinde și de pH.

Pentru a reduce influența proceselor secundare, uneori indicatorul nu este introdus în soluția titrată, ci, dimpotrivă, în timpul titrarii, se ia periodic o picătură de soluție titrată, amestecată pe un geam de ceas cu o picătură de indicator. solutie si se respecta culoarea obtinuta. Această tehnică permite utilizarea indicatorilor care reacţionează ireversibil. Este mai convenabil să lucrați cu „indicatorul extern” dacă impaperul este înmuiat în prealabil.

Punctul final al titrarii, așa cum este determinat de schimbarea culorii indicatorului, poate să nu coincidă cu punctul de echivalență. Nepotrivire V k.t.t. și V t.eq conduce la o eroare sistematică în rezultatul analizei. Valoarea erorii este determinată de natura acestui indicator, concentrația acestuia și compoziția soluției titrate.

Principiul selectării indicatorilor este foarte simplu și universal. : Caracteristica de tranziție a indicatorului (valoarea pT a titrarii, potențialul de tranziție etc.) trebuie să corespundă compoziției așteptate a soluției titrate la punctul de echivalență. Astfel, dacă un analist titrage o soluție apoasă dintr-un acid tare cu o bază tare, soluția va avea pH = 7 la punctul de echivalență.De aceea, ar trebui folosit un indicator acido-bazic care își schimbă culoarea la aproximativ pH 7 (albastru de bromotimol). , etc.) despre pT - indicatorii de titrare pentru indicatori de diferite tipuri sunt în literatura de referință.

Calculul rezultatelor analizei titrimetrice

Nu se recomandă ca rezultatele analizei titrimetrice să fie calculate direct din ecuația reacției, de exemplu, folosind proporții. Un astfel de mod „școlar” de a rezolva problemele de calcul este irațional și, de regulă, nu oferă precizia necesară. Rezultatele analizei titrimetrice sunt calculate folosind una dintre mai multe formule algebrice gata făcute derivate din legea echivalentelor. Datele inițiale vor fi volumul titrantului uzat (în mililitri) și concentrația titrantului (în mol / litru), acestea trebuie setate cu precizia necesară.

Metoda de calcul nu depinde de tipul de reacție chimică care are loc în timpul titrarii și de metoda de monitorizare a punctului de echivalență (indicator, dispozitiv etc.). Alegerea formulei de calcul este determinată de metoda de titrare (directă, inversă, substituție) utilizată în timpul analizei.La alegerea unei formule trebuie distinse două cazuri: a) calculul concentrației soluției X; b) determinarea fracția de masă a componentei (procentul de X în probă).

Formulele de calcul arată cel mai simplu dacă concentrațiile componentului care trebuie determinat și ale titrantului sunt exprimate ca număr de moli de echivalenți ai acestora pe litru de soluții corespunzătoare, adică. sunt utilizate concentrațiile de analit ( N x ) și titrant (N T ), exprimat ca număr de moli de echivalent pe litru de soluție. Anterior, aceste concentrații erau numite normale. Acum acest termen nu este recomandat a fi folosit, dar în practică este folosit destul de larg, mai ales în redoxmetrie. Dar în complexometrie și în alte metode, în care 1 mol de analit X reacționează întotdeauna cu 1 mol de titrant, concentrațiile normale coincid cu concentrațiile molare obișnuite ( C x și C T ), și, prin urmare, nu este necesar să se utilizeze concentrații normale și echivalente atunci când se calculează rezultatele.

Spre deosebire de concentrațiile molare convenționale, concentrația normală este determinată luând în considerare chimia reacției care are loc în timpul titrarii. Este util să ne amintim că concentrația normală de X într-o soluție este fie egală cu concentrația sa molară, fie o depășește de câteva ori (2,3,4 ....), în funcție de câți protoni (sau electroni) participă. în reacție, pe particulă X. Când se scrie ecuația reacției, se determină echivalenți și se calculează concentrațiile normale, trebuie să se țină cont de condițiile în care are loc titrarea și chiar de alegerea indicatorului.

Greutatetitrat Xattitrare directă este egal (în mg):

m x =N T . V T . E x , (1),

unde E x - Masă molară echivalent cu X, corespunzător unui proton (in reacții acido-bazice), un electron (în reacțiile redox), un ligand (în reacțiile de complexare), etc. V T este volumul de titrant (în ml). În complexometrie, masa analitului (în mg) este cel mai bine calculată folosind formula, care include valoarea M x -masa molara X:

m x = C T . V T . M x (2).

Din (4.11) rezultă că fracția de masă a lui X din proba de probă, exprimată în %, este egală cu:

%X = N T . V T . Ex x . 100%/m S , (3),

unde m S - greutatea probei in mg.De obicei, rezultatul titrarii nu depinde de volumul de apa in care proba proba a fost dizolvata inainte de titrare, iar acest volum nu este luat in calcul in calcule. Dacă nu toată proba este titrată, dar o parte din ea (o alicotă), atunci trebuie luat în considerare un coeficient suplimentar La , egal cu raportul V0 - volumul soluției în care a fost transferată această probă și din care au fost prelevate alicote, la Valiq - volumul unei alicote:

m x = K. N T . V T . Ex, (4).

La calcul concentraţieconform metodei titrarii directe (sau substitutiei) se foloseste o formula simpla, urmata direct din legea echivalentelor:

N x . V x \u003d N T. V T (5).

analiză, însă, în laboratoarele fabricii se folosesc și alte metode de calcul.

Pregătirea soluţiilor de lucru în titrimetrie

Soluțiile de lucru cu concentrații precis cunoscute utilizate în analiza titrimetrică sunt preparate în mai multe moduri:

· conform cântăririi exacte a reactivului chimic luate pe o balanță analitică. Această probă este dizolvată în în număr mare solvent, apoi într-un balon cotat, aduceți volumul soluției rezultate la semn. Soluțiile rezultate se numesc standard, iar reactivii corespunzători sunt numiți standarde primare. Puține substanțe pot fi standarde primare - trebuie să fie pure chimicale de compoziție constantă și precis cunoscută, solid la temperatura camerei, stabil la aer, nehigroscopic și nevolatil. Exemple sunt dicromat de potasiu, complexon III, acid oxalic. Dimpotrivă, este imposibil să se prepare o soluție standard de acid clorhidric (reactivul „acid clorhidric” este un lichid cu o compoziție incorect cunoscută), clorură feroasă (se oxidează rapid în aer), sodă caustică (higroscopică) și multe altele. substante.

· din canalele fixe. Acest termen se referă la o fiolă de sticlă sigilată care conține o anumită cantitate de reactiv, de obicei 0,1000 echivalent mol. Fixanale sunt pregătite în fabrică. Dacă în laborator conținutul de fixanal este transferat cantitativ într-un balon cotat de 1000 ml și adus la semn cu solventul, se va obține un litru de soluție exact 0,1000 N. Prepararea soluțiilor de fixare nu numai că economisește timp analistului, dar face și posibilă prepararea de soluții cu concentrații precise cunoscute din substanțe care nu au complexul de proprietăți cerut pentru standardele primare (de exemplu, soluții de fixare de acid clorhidric, amoniac, sau iod).

· conform unei probe aproximativ cunoscute dintr-un reactiv chimic, prelevată la scară tehnică. Această probă este dizolvată într-o cantitate aproximativ cunoscută de solvent. Apoi se efectuează o operațiune suplimentară - standardizarea soluției rezultate. De exemplu, o greutate exactă a unei alte substanțe (standard primar) este titrată cu soluția rezultată. O puteți face altfel: luați un volum cunoscut (alicotă) din soluția preparată și titrați-l cu o soluție standard adecvată.Concentrația exactă a soluției preparate se calculează din volumul utilizat pentru titrare. Astfel de soluții se numesc standardizate. De exemplu, o soluție de KOH este standardizată printr-o porțiune cântărită de acid oxalic sau printr-o soluție fixanală de acid clorhidric. Dacă substanța din laborator este disponibilă sub formă de soluție concentrată de concentrație aproximativ cunoscută (de exemplu, acid clorhidric), atunci în loc să o cântăriți, se măsoară un anumit volum precalculat al soluției concentrate. Acest lucru necesită cunoașterea densității soluției inițiale. Apoi, ca și în cazul precedent, soluția rezultată este standardizată.

Concentrația soluțiilor nu trebuie să se schimbe spontan în timpul depozitării. În acest caz, soluțiile pre-preparate (standard sau standardizate) pot fi utilizate pentru titrari fără operațiuni suplimentare.De remarcat că, cu cât soluția este mai diluată, cu atât este mai puțin stabilă, de regulă, în timpul depozitării (hidroliza dizolvat, oxidarea acestuia cu aer oxigen, adsorbția pe suprafața interioară a sticlei etc.). Prin urmare, soluțiile de lucru cu o concentrație scăzută, de regulă, nu sunt pregătite în avans. Se prepară doar la nevoie, în ziua utilizării. Pentru a face acest lucru, soluțiile inițiale (standard, fixe sau standardizate) sunt diluate cu un solvent pur într-un număr precis de ori cunoscut (de obicei, soluția este diluată de 5 sau 10 ori într-o singură operație). Dacă sunt necesare și mai multe soluții diluate, această operațiune se repetă. De exemplu, 0,01 M este preparat dintr-o soluție 0,1 M, 0,001 M din aceasta etc.

Prepararea soluțiilor cu concentrații precis cunoscute necesită utilizarea unui set întreg de ustensile volumetrice speciale care vă permit să măsurați volumele cu precizia necesară. Acestea sunt baloane volumetrice, pipete și biurete. Manualele pentru lucrul de laborator conțin descrieri ale ustensilelor de măsură și regulile de lucru cu acestea.

Metode de titrare

Metoda eșantionului unic și metoda alicotului. Pentru a reduce influența erorilor aleatorii, titrarea este de obicei repetată de mai multe ori, iar apoi rezultatele sunt mediate. Analizele repetate pot fi efectuate în două moduri diferite: prin metoda porțiunilor separate prin metoda alicotelor. Ambele metode sunt utilizate atât în ​​standardizarea soluțiilor de lucru, cât și direct în analiza obiectelor reale.

Metoda cu greutatea unică, după cum sugerează și numele, presupune că mai multe porțiuni cântărite din materialul analizat sunt luate pentru titrare. Masele lor ar trebui să fie aproximativ egale. Mărimea eșantionului este aleasă ținând cont de consumul dorit de titrant per titrare (nu mai mult de volumul biuretei) și ținând cont de concentrația titrantului.

Se iau trei porții cântărite de acid oxalic, ale căror mase sunt indicate în tabelul 2. În funcție de fiecare titrare, se calculează (separat!) concentrația de KOH. Apoi se face media concentrațiilor, volumele cheltuite pentru titrarea diferitelor probe nu pot fi mediate!

Masa 2. Un exemplu de calculare a rezultatelor analizei folosind metoda probelor individuale

Numărul balamalei	Massanaveski, mg	Volumul titrantului, ml	Concentrația KOH găsită, mol/l
	95,7	14,9	0,102
	106,9	16,2	0,105
	80,8	12,7	0,101
Rezultat mediu analizaС ​​KOH \u003d 0,103 mol / l

Metoda de titrare alicotă (sau metoda de pipetare) se bazează pe titrarea mai multor alicote separate - volume mici de soluție de testat, prelevate cu pipete.

Metoda greutăților separate și metoda de titrare a alicotelor sunt utilizate nu numai pentru titrarea directă, așa cum se arată în exemplele date, ci și pentru titrarea inversă și de substituție. Atunci când alegeți o metodă de titrare, trebuie luat în considerare faptul că metoda greutăților separate oferă rezultate mai precise, dar este mai laborioasă și necesită mai multe calcule. Prin urmare, este mai bine să utilizați metoda greutăților separate pentru standardizarea soluțiilor de lucru, iar pentru analizele efectuate în serie, utilizați metoda mai expresă a alicotelor.

Forma curbelor de titrare

Curbe de titrare logaritmice reprezintă o dependență grafică a logaritmului concentrației de echilibru a unuia dintre reactivi de volumul de titrant adăugat. În loc de logaritmul concentrației, valoarea pH-ului soluției (pH) este de obicei trasată pe axa verticală. Sunt utilizați și alți indicatori similari (de exemplu, pAg \u003d - lg), precum și valoarea acelor proprietăți fizico-chimice ale soluției titrate, care depind liniar de logaritmii concentrațiilor de echilibru. Un exemplu ar fi potențialul electrodului (E).

Dacă soluția conține o singură substanță care reacționează cu titrantul, iar reacția este descrisă printr-o singură ecuație chimică (adică nu se desfășoară în trepte), pe curba logaritmică se observă o secțiune aproape verticală, numită titrarea sariturii . Dimpotrivă, secțiuni ale curbei departe de t.eq. aproape de orizontală. Un exemplu poate fi dependența pH-ului soluțiilor de volumul V al titrantului adăugat, prezentat în Fig.

Fig.1. Tipul curbelor de titrare

Cu cât este mai mare înălțimea săriturii pe curba de mare, cu atât mai precis poate fi fixat punctul de echivalență.

Titrare acido-bazică (metoda de neutralizare)

Principiul metodei

Metoda de neutralizare se bazează pe realizarea reacțiilor acido-bazice (protolitice). În timpul acestei titrari, valoarea pH-ului soluției se modifică. Reacțiile acido-bazice sunt cele mai potrivite pentru analiza titrimetrică: se desfășoară după ecuații strict definite, fără procese secundare și cu o viteză foarte mare. Interacțiunea acizilor tari cu bazele tari duce la constante de echilibru ridicate. Pentru a detecta k.t.t. există o modalitate convenabilă și bine studiată - utilizarea indicatorilor acido-bazici. Metodele instrumentale pot fi, de asemenea, utilizate și sunt deosebit de importante la titrarea soluțiilor neapoase, tulburi sau colorate.

Metoda de neutralizare include două opțiuni − acidimetrie(titrantul este o soluție acidă puternică) și alcalimetrie(titrantul este o soluție de bază puternică). Aceste metode sunt, respectiv, utilizate pentru determinarea bazelor și acizilor, inclusiv a celor ionice și multiprotonice. Capacitatea de a titra protoliți puternici este determinată de concentrația acestora; titrarea este posibilă dacă C x> 10 - 4 M .În timpul unei astfel de titrari într-o soluție apoasă are loc următoarea reacție:

H3O + +OH - ® 2H2O

Titrarea acizilor slabi și a bazelor slabe în soluții apoase urmează schemele:

ON+OH - ® H2O (alcalimetrie)

B + H30+ ® HB + + H 2 O (acidimetrie)

Exemple de aplicații practice ale titrarii acido-bazice:

· determinarea aciditatii produselor alimentare, solurilor si apelor naturale (titrarea alcalimetrica a solutiilor apoase cu indicatorul fenolftaleina);

· determinarea acidității produselor petroliere (titrare alcalimetrică a soluțiilor neapoase cu control instrumental al rt);

· determinarea carbonaților și bicarbonaților în minerale și materiale de construcție (titrarea acidimetrică a soluțiilor apoase cu doi indicatori);

· determinarea azotului în sărurile de amoniu și în substanțele organice (metoda Kjeldahl). În acest caz, substanțele organice care conțin azot sunt descompuse prin fierbere cu acid sulfuric concentrat în prezența sărurilor de mercur, azotul de amoniu este eliminat prin acțiunea alcalinei atunci când este încălzit, amoniacul este absorbit cu o soluție standard de HCI, luată în exces. . Partea nereacționată a HCI este apoi titrată cu alcali în prezența indicatorului de metil portocaliu. Această metodă utilizează atât principiul substituției, cât și metoda titrarii inverse.

solutii de lucru.La titrarea acidimetrică a soluțiilor apoase se folosesc titranti ca soluții de acizi tari (HCl, mai rar HNO3 sau H2SO4). LA alcalimetrie titrant - soluții de NaOH sau KOH. Cu toate acestea, reactivii enumerați nu au proprietăți care ar face posibilă prepararea soluțiilor standard din ei pur și simplu cântărindu-le cu precizie. Deci, alcaliile solide sunt higroscopice și conțin întotdeauna impurități de carbonați. În cazul HCl și alți acizi tari, reactivul de pornire nu este o substanță pură, ci o soluție cu o concentrație cunoscută incorect. Prin urmare, în metoda de neutralizare, se prepară mai întâi o soluție cu o concentrație aproximativ cunoscută, apoi se standardizează. Soluțiile acide sunt standardizate pentru carbonat de sodiu anhidru Na 2 CO 3 (sodă) sau tetraborat de sodiu Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O (furtună). Boraxul, atunci când este dizolvat, interacționează cu apa:

B 4 O 7 2– + 3H 2 O \u003d 2H 3 VO 3 + 2VO 2 -

Metaboratul rezultat este o bază destul de puternică. Se titra cu acid:

IN 2 - + H 3 O + \u003d H 3 IN 3.

În mod evident, masa molară a echivalentului de borax este M(½Na2B4O7 . 10H20) = 190,71 g/mol. Echivalentul de masă molară mare este un avantaj al boraxului ca standard primar. Soluțiile alcaline sunt standardizate pentru hidroftalatul de potasiu. Molecula de hidroftalat conține un proton mobil și are proprietățile acid slab:

Acidul benzoic C 6 H 5 COOH, acidul oxalic H 2 C 2 O 4 sunt adesea folosiți ca standarde. . 2H 2 O și alți acizi organici slabi (substanțe solide, pure stabile). Soluțiile standard 0,1000 M de acizi și baze în laboratoare sunt de obicei preparate din fixanali. Soluția acidă preparată poate fi utilizată pentru standardizarea soluției alcaline și invers. Soluțiile acide standardizate sunt stabile și pot fi stocate fără modificări pentru o perioadă de timp arbitrar îndelungată. Soluțiile alcaline sunt mai puțin stabile, se recomandă depozitarea lor în recipiente cerate sau fluoroplastice pentru a preveni interacțiunea cu sticla. Trebuie avut în vedere faptul că soluțiile alcaline absorb CO 2 din aer, iar în timpul depozitării acestea sunt protejate cu un tub umplut cu var nestins sau sodă.

Orez. 2. Curbe de neutralizare pentru un acid puternic.

1 - 0,1 M, 2 - 0,01 M, 3 - 0,001 M.

Pentru a detecta k.t.t. cu un indicator de culoare, este necesar ca înălțimea săriturii să fie mai mare decât lățimea intervalului de tranziție al indicatorului. Acesta din urmă este de obicei de aproximativ două unități de pH.

Înălțimea saltului pe curba de neutralizare pentru acizi slabi depinde de puterea acidului (valoarea constantei sale de acid, sau pK a ). Și anume, cu cât acidul este mai slab (cu cât valoarea pKa este mai mare), cu atât mai puțin pentru alții condiţii egale trebuie să fie înălțimea săriturii.forță diferită

1 - acid clorhidric, 2 - acid acetic (pK a = 4,8), 3 - acid cianhidric (pK a = 9,2).

Înălțimea săriturii ar trebui să fie mai mare decât lățimea zonei de tranziție a indicatorului, care este de obicei de 2 unități de pH. Prin urmare, să Ca și în cazul electroliților puternici, criteriul de titrare protolit slab cu o eroare de 1% poate fi derivat din condiția ∆p Н ±1% ≥ 2. Pentru o soluție apoasă a unui acid slab, obținem criteriul cerut sub următoarea formă:

R LaA+ p DIN≤ 8

La p C \u003d 2, valoarea critică p K a egală 6. Cu alte cuvinte, dacă acidul este foarte slab și pK-ul său A mai mare de 6, atunci nu poate fi titrat cu precizie cu indicatori de culoare.

Titrarea amestecurilor de protoliți și protoliți multiprotoni.În soluțiile mixte, acizii puternici inhibă protoliza celor mai slabi. Același lucru se observă în soluțiile care conțin un amestec de baze de diferite puteri.Când se adaugă un titrant la un astfel de amestec, protolitul mai puternic este titrat mai întâi și abia apoi cel mai slab reacţionează cu titrantul. Cu toate acestea, numărul de salturi observate pe curba de titrare a amestecului depinde nu numai de numărul de protoliți prezenți, ci și de valorile absolute ale constantelor de aciditate (bazicitate) corespunzătoare, precum și de raportul acestora. Constantele de aciditate (sau bazicitate) ale componentelor amestecului trebuie să difere de mai mult de 10 4 ori, doar în acest caz salturi de titrare distinct pronunțate se vor observa separat pe curba de titrare, iar eroarea relativă în determinarea fiecărui component nu va depăși 1%. Criteriul pentru posibilitatea de titrare separată a protoliților este așa-numita „regula a patru unități”:

(6)

Protoliții multiprotoni reacţionează treptat cu titrantul, mai întâi în prima etapă, apoi în a doua etc., dacă constantele de aciditate corespunzătoare diferă în conformitate cu condiția (6).La calcularea curbelor de neutralizare, protoliții multiprotoni pot fi considerați amestecuri de diferite electroliti.

Ca exemplu, luați în considerare posibilitatea

Fig.5. Curba de titrare a unui amestec de ioni de carbonat și bicarbonat cu o soluție Acid clorhidric.

Sunt indicate valorile pH-ului la care se observă tranzițiile de culoare ale indicatorilor.

La titrarea unui amestec de doi acizi tari, un amestec de doi acizi la fel de slabi sau un amestec de două baze cu p apropiate. Lab nu există două sărituri separate pe curba de titrare. Cu toate acestea, este încă destul de posibil să se determine separat concentrația componentelor unor astfel de amestecuri. Aceste probleme sunt rezolvate cu succes folosind solvenți neapoși diferențiați.

Indicatori acido-bazici și selecția acestora

Pentru a detecta k.t.t. metoda de neutralizare folosește în mod tradițional indicatori acido-bazici - coloranți organici sintetici care sunt acizi sau baze slabe și își schimbă culoarea vizibilă în funcție de pH-ul soluției.Exemple de unii (cel mai frecvent folosiți în laboratoare) indicatori acido-bazici sunt prezentate în tabel. 3. Indicatorii de structură și proprietăți sunt dați în cărțile de referință. Cele mai importante caracteristici ale fiecărui indicator acido-bazic sunt interval de tranzițieși indicele de titrare (pT). Intervalul de tranziție este zona dintre două valori ale pH-ului corespunzătoare limitelor zonei, în care se observă o culoare mixtă a indicatorului. Deci, un observator va caracteriza o soluție apoasă de metil portocaliu drept galben pur - la pH< 3,1 и как чисто красный при рН >4.4, iar între aceste valori de limită se observă o culoare mixtă, roz-portocaliu, de diferite nuanțe. Lățimea intervalului de tranziție este de obicei de 2 unități pH. Intervalele de tranziție ale indicatorilor determinate experimental sunt în unele cazuri mai mici sau mai mari de două unități de pH. Acest lucru, în special, se explică prin sensibilitatea diferită a ochiului la diferite părți ale regiunii vizibile a spectrului. Pentru indicatorii cu o singură culoare, lățimea intervalului depinde și de concentrația indicatorului.

Tabelul 3

Cei mai importanți indicatori acido-bazici

Indicator	Interval de tranziție ΔрН Ind		R LaA(Hind)	Schimbarea culorii
metil portocală				Roșu / galben
verde de bromocrezol				Galben - albastru
roșu de metil				Roșu / galben
Mov de bromocrezol				Galben - violet
Albastru de bromotimol				Galben - albastru
roșu fenol				Galben rosu
albastru de timol
Fenolftaleină				Incolor - roșu

Cunoscând caracteristicile diferiților indicatori, este posibil să le selectăm teoretic în mod rezonabil pentru a obține rezultatele corecte ale analizei, se respectă următoarea regulă: intervalul de tranziție al indicatorului trebuie să se afle în regiunea saltului pe curba de titrare.

La alegerea indicatorilor pentru titrarea protoliților slabi, trebuie luat în considerare faptul că t.eq. iar saltul de titrare este deplasat la un mediu slab alcalin la titrarea unui acid și la un mediu ușor acid la titrarea unei baze. Prin urmare, pentru titrarea acizilor slabi, indicatorii care își schimbă culoarea într-un mediu ușor alcalin (de exemplu, fenolftaleina) sunt adecvați, iar pentru titrarea unei baze slabe, indicatorii care își schimbă culoarea într-un mediu ușor acid (de exemplu, metil portocală).

Există o altă caracteristică a fiecărui indicator acido-bazic - este indicele de titrare ( RT ). Aceasta este valoarea pH-ului la care observatorul observă cel mai clar schimbarea culorii indicatorului și în acest moment consideră că titrarea este finalizată. Evident pT = pH K.T.T. . Atunci când alegeți un indicator adecvat, trebuie să vă asigurați că valoarea pT este cât mai aproape posibil de valoarea calculată teoretic. pH T.EKV .. De obicei, valoarea pT este aproape de mijlocul intervalului de tranziție. Dar pT este o valoare slab reproductibilă. Diferiți oameni care fac aceeași titrare cu același indicator vor obține valori pT semnificativ diferite. În plus, valoarea pT depinde de ordinea titrarii, adică de direcția schimbării culorii.La titrarea acizilor și bazelor cu același indicator Valorile pT vor varia ușor. Pentru indicatorii monocromatici (fenolftaleină etc.), valoarea pT depinde și de concentrația indicatorului.

Esența metodei și avantajele acesteia

Analiza titrimetrică se bazează pe măsurarea precisă a volumelor de substanțe care intră într-o reacție chimică; este una dintre metode analiza cantitativa.

Se numește procesul de adăugare lent a unui titrant la o soluție a unui analit pentru a determina punctul de echivalență titrare. titrant- o soluție cu o concentrație precis cunoscută.

Punct de echivalare este momentul titrarii cand se atinge raportul echivalent al reactantilor.

Punctul de echivalență (adică) este determinat de schimbarea culorii indicatorului (indicator chimic) sau cu ajutorul indicatoarelor instrumentale, dispozitive care înregistrează o modificare a unei proprietăți a mediului în timpul procesului de titrare.

Indicatori sunt substanţe care îşi schimbă structura şi proprietăți fizice când mediul se schimbă. În regiunea punctului de echivalență, indicatorul își schimbă culoarea, formează un precipitat sau provoacă un alt efect observabil. Indicatorii pot fi utilizați pentru a seta punctul final de titrare(k.t.t.) - momentul titrarii, cand se observa o schimbare a culorii indicatorului. În cazul ideal, i.e. și k.t.t. coincid, dar în practică există o oarecare diferență între ele. Cu cât această diferență este mai mare, cu atât eroarea de titrare este mai mare, toate celelalte lucruri fiind egale, așa că trebuie selectat un indicator astfel încât diferența dintre t.e. și t.k.t. a fost minim.

Atins punctul de echivalență, titrarea este finalizată și se notează volumul soluției utilizate pentru această reacție. Prin urmare, în metoda titrimetrică analiza este de o importanță capitală definiție precisă puncte de echivalență.

Determinarea cantitativă folosind metoda titrimetrică de analiză este destul de rapidă, ceea ce permite mai multe definiții paraleleși obțineți o medie aritmetică mai precisă. Toate calculele metodei titrimetrice de analiză se bazează pe legea echivalentelor.

La reactii utilizate în analiza volumetrică cantitativă, prezintă următoarele cerințe:

1. Reacția trebuie să decurgă în conformitate cu ecuația reacției stoichiometrice și trebuie să fie practic ireversibilă. Rezultatul reacției ar trebui să reflecte cantitatea de analit. Constanta de echilibru a reacţiei trebuie să fie mai mare de 10 8 .

2. Reacția trebuie să se desfășoare fără reacții secundare.

3. Reacția trebuie să se desfășoare cu o viteză suficient de mare.

4. Trebuie să existe o modalitate de a fixa punctul de echivalență. Sfârșitul reacției ar trebui determinat destul de ușor și simplu.

Avantajele analizei titrimetrice:

1) viteza de determinare;

2) simplitatea echipamentului;

3) posibilitatea de automatizare;

4) acuratețe - eroare relativă 0,1 - 0,01%.

Metoda titrimetrică de analiză este utilizată pentru determinarea substanțelor anorganice și organice. Titrarea poate fi efectuată în medii apoase și neapoase.

Atunci când se efectuează o analiză cantitativă, este necesar:

Toate procedurile de analiză trebuie efectuate cu o precizie și acuratețe deosebite;

Volumul soluțiilor se măsoară cu o precizie de 0,01 - 0,02 cm 3;

Eu folosesc un titrant cu o concentrație de 0,1 N;

Se prelevează probe de substanțe cu o precizie de a patra cifră și nu mai puțin de 0,2 g;

Este necesară calibrarea și reglarea instrumentelor;

Rezultatele analizei sunt supuse procesării matematice.

Reguli de titrare

1. Setați titrul soluției standard și utilizați aceeași soluție în prezența aceluiași indicator.

2. Pentru titrare, luați întotdeauna aceeași cantitate de indicator și repetați titrarea analitului de mai multe ori până când se obțin trei rezultate strâns potrivite.

3. Este necesar să se ia, de regulă, nu mai mult de 1-2 picături de indicator, fără a uita că indicatorii utilizați în metoda de neutralizare sunt ei înșiși acizi sau baze. O parte din soluția de titrant este consumată și pentru neutralizarea lor.

4. Titrați întotdeauna la aceeași nuanță de culoare a soluției, folosind pe cât posibil același volum de soluție de titrat.

5. Este necesar să alegeți un indicator care își schimbă culoarea lângă punctul de echivalență.

Metode de titrare

Metoda titrimetrică de analiză utilizează tipuri diferite reacții chimice. În funcție de natura reacției chimice utilizate, se disting următoarele metode de analiză titrimetrică:

Titrare acido-bazică(protolitometrie) - metoda se bazează pe reacția de neutralizare (H + + OH - = H 2 O); punctul de echivalență se determină cu ajutorul unor indicatori care își schimbă culoarea în funcție de reacția mediului. În funcție de natura titrantului, metoda este împărțită în:

Titrare acidometrică (acid titrant - HC1 sau H2SO4);

Titrare alcalimetrică (titrant - alcali - NaOH sau Ba (OH) 2);

Titrarea precipitațiilor(sedimetrie) - bazată pe reacții de schimb în care ionul (elementul) determinat trece într-un precipitat:

În funcție de soluția de lucru (titrant), metoda este împărțită în:

Titrare argentometrică (titrant - AgNO 3);

Titrare rodanometrică (titrant NH4SCN sau KSCN);

Titrare mercurometrică (titrant HgNO3).

Titrare complexometrică sau complexometrie - folosită pentru a determina cationi și anioni capabili să formeze ioni complexi ușor disociați:

redox titrare sau redoximetrie - metoda se bazează pe reacția redox dintre soluția de lucru și analit:

Acest grup include:

Titrare permanganometrică (titrant - KMnO 4);

Titrare cromatometrică (titrant - K2Cr2O7);

Titrare iodometrică (titrant I 2 sau KI)

Titrare bromatometrică (titrant IBrO3)

Titrare vanadatometrică (titrant NH 4 VO 3), etc.

Analiza titrimetrică sau volumetrică- o metodă de analiză cantitativă bazată pe măsurarea volumului (sau masei) reactivului T cheltuit în reacția cu analitul X. Cu alte cuvinte, analiza titrimetrică este o analiză bazată pe titrare.

Scopul orelor de laborator privind metodele titrimetrice de analiză este de a dezvolta abilități practice în tehnica efectuării analizei titrimetrice și de a stăpâni metodele de prelucrare statistică a rezultatelor analizelor folosind exemplul de determinări cantitative, precum și consolidarea cunoștințelor teoretice prin rezolvarea unor probleme tipice de calcul pentru fiecare subiect.

Cunoașterea teoriei și practicii metodelor de analiză titrimetrică este necesară pentru studierea ulterioară a metodelor instrumentale de analiză, a altor discipline chimice și farmaceutice speciale (farmaceutică, chimie toxicologică, farmacognozie, tehnologie farmaceutică). Metodele studiate de analiză titrimetrică sunt farmacopee și sunt utilizate pe scară largă în practica unui farmacist pentru controlul calității medicamentelor.

Convenții

A, X, T - orice substanță, analit și respectiv titrant;

m(A), m(X), t(T)- masa oricărei substanțe, analit și respectiv titrant, g;

M(A), M(X), M(T)- masa molară a oricărei substanţe, analit şi respectiv titrant, g/mol;

n(A), n(X), n(T) - cantitatea oricărei substanțe, analit și respectiv titrant, mol;

Cantitatea de substanță a echivalentului oricărei substanțe, substanța de determinat și respectiv titrantul, mol;

- volumul unei soluții de orice substanță, analit și respectiv titrant, l;

- volumul unei alicote din analit, egal cu capacitatea pipetei, l;

- volumul soluției analizate a analitului, egal cu capacitatea balonului, l.

1. Concepte de bază de titrimetric

analiză

1.1. Titrare- procesul de determinare a substanței X prin adăugarea treptată a unor cantități mici de substanță T, în care, într-un fel, este prevăzută detectarea punctului (momentului) în care toată substanța X a reacționat. Titrarea vă permite să găsiți cantitatea de substanță X dintr-o cantitate cunoscută de substanță T adăugată până la acest punct (moment), ținând cont de faptul că raportul în care X și T reacționează este cunoscut din stoichiometrie sau altfel.

1.2. titrant- o soluție care conține reactiv activ T, cu care se efectuează titrarea. Titrarea se realizează de obicei prin adăugarea de titrant dintr-o biuretă calibrată în balonul de titrare care conține soluția de analizat. În acest balon înainte de titrare se adaugă alicot solutie analizata.

1.3. Cotă alicotă (alicotă)- parte cunoscută cu precizie din soluția analizată, luată pentru analiză. Se ia adesea cu o pipetă calibrată și volumul său este de obicei indicat prin simbol V ss .

1.4. Punct de echivalență (TE)- un astfel de punct (moment) de titrare la care cantitatea de titrant T adăugată este echivalentă cu cantitatea de substanță titrată X. Sinonime pentru TE: punct stoichiometric, punct final teoretic.

1.5. Titrarea punctului final (KTT) - punctul (momentul) titrarii, la care o anumită proprietate a soluției (de exemplu, culoarea acesteia) arată o schimbare vizibilă (ascuțită). LTT corespunde mai mult sau mai puțin cu TE, dar cel mai adesea nu coincide cu acesta.

1.6. Indicator- o substanță care prezintă o modificare vizibilă în TE sau în apropierea acestuia. În mod ideal, indicatorul este prezent la o concentrație suficient de scăzută pentru a interval de tranziție nu cost-

a fost utilizată o cantitate semnificativă de titrant T. O schimbare vizibilă accentuată a indicatorului (de exemplu, culoarea acestuia) corespunde CTT.

1.7. Intervalul de tranziție al indicatorului- zona de concentrare a hidrogenului, metalului sau alți ioni în care ochiul este capabil să detecteze o schimbare a nuanței, intensității culorii, fluorescenței sau a altor proprietăți a unui indicator vizual cauzată de o modificare a raportului dintre două forme corespunzătoare de indicatorul. Această zonă este de obicei exprimată ca logaritm negativ al concentrației, de exemplu: Pentru un indicator redox, intervalul de tranziție este regiunea corespunzătoare a potențialului redox.

1.8. Gradul de titrare - raportul de volum V (T) a titrantului adăugat la volumul V (TE) al titrantului corespunzător TE. Cu alte cuvinte, gradul de titrare a unei soluții este raportul dintre cantitatea de substanță titrată și cantitatea inițială din soluția analizată:

1.9. Nivelul de titrare- Ordin concentrația soluției de titrant utilizată, de exemplu, 10 -1 , 10 -2 , 10 -3 etc.

1.10. curba de titrare - reprezentare grafică a dependenței modificării concentrației c (X) a analitului X sau a unei proprietăți aferente sistemului (soluției) de volumul V (T) titrant adăugat T. Valoarea lui c (X) în timpul titrarii se modifică cu mai multe ordine de mărime, astfel încât curba de titrare este adesea trasată în coordonatele: Abscisa arată volumul de titrant V adăugat (T) sau gradul de titrare / . Dacă concentrația de echilibru c (X) sau intensitatea unei proprietăți proporționale cu aceasta este reprezentată de-a lungul axei y, atunci obținem curba liniara de titrare. Dacă pe axa y punem deoparte sau logaritmul intensității unei proprietăți proporțional cu c(X), atunci se obține curba de titrare logaritmică (sau monologaritmică). Pentru a identifica mai clar caracteristicile procesului de titrare și pentru scopuri aplicate, uneori se construiesc curbe de titrare diferenţială, trasând de-a lungul axei absciselor volumul titrantului adăugat V (T),și de-a lungul axei y - prima derivată a logaritmului concentrației (sau intensitatea unei proprietăți proporționale cu aceasta) în raport cu volumul titrantului adăugat: Astfel de curbe de titrare sunt utilizate de obicei în metodele fizico-chimice de analiză, de exemplu, în titrarile potențiometrice.

1.11. Soluție standard- o soluție având o concentrație cunoscută a substanței active.

1.12. Standardizare- procesul de găsire a concentrației unui reactiv activ într-o soluție (cel mai adesea prin titrarea acestuia cu o soluție standard a substanței corespunzătoare).

1.13. Salt de titrare- intervalul unei modificări bruște a oricărei proprietăți fizice sau fizico-chimice a soluției în apropierea punctului de echivalență, observată de obicei când se adaugă 99,9-100,1% din titrant față de cantitatea sa stoechiometrică.

1.14. Titrare blanc- titrarea unei soluţii identice cu soluţia analizată ca volum, aciditate, cantitate de indicator etc., dar care nu conţine analit.

2. Operatii de baza ale analizei titrimetrice

2.1. Curățarea, spălarea, depozitarea ustensilelor de măsurat.

2.2. Verificarea capacitatii ustensilelor de masura.

2.3. Luând o problemă cu exact masa cunoscuta prin diferența dintre rezultatele a două cântăriri (de obicei pe o balanță analitică).

2.4. Transferul cantitativ al unei probe dintr-o substanță într-un balon cotat și dizolvarea substanței.

2.5. Umplerea ustensilelor volumetrice (baloane, biurete, pipete) cu o soluție.

2.6. Pipete de golire, biurete.

2.7. Selectarea unei alicote din soluția analizată.

2.8. Titrare și calcule bazate pe rezultatele titrarii.

3. Calibrarea instrumentelor de măsură

În analiza titrimetrică, volumele exacte ale soluției sunt măsurate cu ustensile de măsurare, care sunt baloane volumetrice cu o capacitate de 1000, 500, 250, 100, 50 și 25 ml, pipete și pipete gradate cu o capacitate de 10, 5, 3. , 2 și 1 ml. Capacitatea balonului și a pipetei la 20 °C este gravată pe gâtul balonului sau pe partea laterală a pipetei (volum nominal). În producția de masă de ustensile volumetrice, capacitatea reală (adevărată) a baloanelor volumetrice, biuretelor, pipetelor poate diferi de valorile nominale indicate pe ustensil. Pentru a obține acuratețea necesară a rezultatelor obținute ale analizei titrimetrice

Calibrarea sticlei volumetrice se bazează pe determinarea masei exacte de apă distilată turnată sau turnată, care este determinată de rezultatele cântăririi sticlei înainte și după turnarea sau turnarea apei. Volumul de apă din vasul calibrat (capacitatea acestuia) și masa de apă sunt legate de raportul:

Unde - densitatea apei la temperatura experimentului, g/ml.

Densitatea apei depinde de temperatură, așa că atunci când faceți calcule, ar trebui să utilizați datele din tabel. 2-1.

Tabelul 2-1. Valorile densității apei la temperatura corespunzătoare

Baloanele volumetrice sunt calibrate pentru perfuzie, iar biuretele și pipetele sunt calibrate pentru turnare, deoarece cantități mici de lichid rămân întotdeauna pe pereții vasului în timpul turnării.

3.1. Verificarea capacitatii balonului cotat

Balonul se spală bine, se usucă și se cântărește pe o balanță analitică cu o precizie de ± 0,002 g. Apoi se umple cu apă (în continuare - distilată) de-a lungul meniscului inferior, picăturile de apă în partea superioară a gâtului. balonul se scot cu hârtie de filtru și se cântărește din nou. Fiecare cântărire a unui balon gol și a unui balon cu apă se efectuează de cel puțin două ori, în timp ce diferența dintre două cântăriri nu trebuie să depășească ± 0,005 g. Diferența dintre masa unui balon cu apă și masa unui balon gol este egală. la masa de apă conținută de balon la o temperatură dată. Capacitatea reală a balonului se calculează împărțind masa medie de apă la densitatea acesteia la temperatura de testare (vezi Tabelul 2-1).

De exemplu, dacă este calibrat un balon cotat cu un volum nominal de 100 ml, masa medie de apă la 18 °C este de 99,0350 g. Atunci capacitatea reală a balonului cotat este:

3.2. Verificarea capacității biuretei

Biureta este un cilindru de sticlă, al cărui diametru interior poate varia ușor pe lungimea biuretei. Diviziunile egale ale biuretei în diferitele sale părți corespund unor volume inegale ale soluției. De aceea, calibrarea biuretei calculează volumele reale pentru fiecare loc de biuretă selectat.

O biuretă curată și uscată este umplută cu apă până la marcajul zero de-a lungul meniscului inferior și picăturile de apă sunt îndepărtate de pe suprafața interioară a părții superioare a biuretei cu hârtie de filtru. Apoi, sub biuretă se înlocuiește o sticlă, cântărită în prealabil cu un capac pe o balanță analitică. Un anumit volum de apă (de exemplu, 5 ml) este turnat încet în sticlă din biuretă. După aceea, sticla este închisă cu un capac și cântărită din nou. Diferența dintre masa sticlei de cântărire cu apă și a sticlei de cântărire goală este egală cu masa de apă conținută în biuretă între diviziunile de 0 și 5 ml la temperatura experimentului. Apoi, biureta este din nou umplută cu apă până la marcajul zero de-a lungul meniscului inferior, 10 ml de apă sunt turnați încet într-o sticlă goală și masa de apă conținută în biuretă între diviziunile 0 și 10 ml este determinată într-un mod similar. La calibrarea biuretei, de exemplu, pentru 25 ml, această operație se efectuează de 5 ori și se calculează masa de apă corespunzătoare volumelor nominale indicate pe biuretă de 5, 10, 15, 20 și 25 ml. Fiecare cântărire a unei sticle goale și a unei sticle de apă se repetă de cel puțin două ori, în timp ce diferența dintre două cântăriri nu trebuie să depășească ± 0,005 g.

Apoi conform tabelului. 2-1 se determină densitatea apei la temperatura experimentului și se calculează capacitatea reală a biuretei pentru fiecare valoare a volumului nominal indicat pe aceasta.

Pe baza datelor obținute, se calculează valoarea de corecție egală cu diferența dintre valoarea calculată a capacității reale și valoarea corespunzătoare a volumului nominal al biuretei:

și apoi desenați o curbă a erorilor de capacitate a biuretei în coordonate (Figura 2-1).

De exemplu, să se obțină următoarele date experimentale la calibrarea unei biurete cu o capacitate de 25 ml la o temperatură de 20 °C, care, împreună cu rezultatele calculelor corespunzătoare, sunt prezentate în tabel. 2-2.

Pe baza datelor tabelare obținute, este trasată o curbă de corecție a capacității pentru o anumită biuretă, cu ajutorul căreia este posibilă rafinarea rezultatelor citirii prin biuretă.

Tabelul 2-2. Rezultatele calibrării pentru o biuretă de 25 ml

Orez. 2-1. Curba de reglare a capacitatii biuretei

De exemplu, se folosesc 7,50 ml de titrant pentru titrarea unei alicote a analitului conform rezultatelor numărării pe o biuretă. Conform graficului (vezi Fig. 2-1), valoarea de corecție corespunzătoare acestui volum nominal este de 0,025 ml, volumul real de titrant utilizat este: 7,50 - 0,025 = 7,475 ml.

3.3. Verificarea capacitatii pipetei

O pipetă, curată și cântărită pe o balanță analitică, se umple cu apă până la marcajul zero de-a lungul meniscului inferior și apoi se umple încet cu apa.

turnat de-a lungul peretelui într-o sticlă pre-cântăritată. Sticla este acoperită cu un capac și cântărită cu apă. Fiecare cântărire a unei sticle goale și a unei sticle cu apă se repetă de cel puțin două ori, în timp ce diferența dintre două cântăriri nu trebuie să depășească ± 0,005 g. Diferența dintre masa unei sticle cu apă și a unei sticle goale este egală cu masa. de apă conținută de o pipetă. Capacitatea adevărată a pipetei se calculează împărțind masa medie de apă la densitatea apei la temperatura de testare (vezi Tabelul 2-1).

4. Calcule tipice în analiza titrimetrică

4.1. Modalități de exprimare a concentrațiilor utilizate pentru calcule în analiza titrimetrică

4.1.1. Concentrația molară a substanței c (A), mol / l - cantitatea de substanță A în mol conținută în 1 litru de soluție:

(2.1)

Unde - cantitatea de substanţă A în mol, dizolvată în V (A) l

soluţie.

4.1.2. Echivalentul concentrației molare a unei substanțe , mol / l - cantitatea de substanță A echivalent în mol conținută în 1 litru de soluție (fostul nume este „normalitatea” soluției):

(2.2)

Unde
- cantitatea de substanță echivalentă cu A în mol,

dizolvat în V (A) l de soluție; - masa molară a echivalentului de ve-

substanțele A, g/mol; - factorul de echivalență al substanței.

4.1.3. Titrul substanței T(A), g / ml - masa de dizolvat A în grame, conținută în 1 ml de soluție:

4.1.4. Factorul de conversie titrimetric I, g / ml - masa analitului în grame, interacționând cu 1 ml de titrant:

(2.4)

4.1.5. Factor de corectie F- o valoare care arată de câte ori diferă concentrațiile practice ale titrantului de valorile teoretice corespunzătoare specificate în metodă:

(2.5)

4.2. Calculul echivalentului de masă molară a substanțelor în reacțiile utilizate în analiza titrimetrică

Un echivalent este o particulă reală sau condiționată care poate adăuga sau dona un ion de hidrogen H + (sau poate fi echivalent cu acesta în reacțiile acido-bazice) sau poate adăuga sau dona un electron în reacțiile redox.

Factorul de echivalență - un număr care indică care

fracția echivalentă este dintr-o particulă reală de substanță A. Factorul de echivalență este calculat pe baza stoichiometriei acestei reacții:

Unde Z- numărul de protoni donați sau adăugați de o particulă care reacționează (moleculă sau ion) într-o reacție acido-bazică sau numărul de electroni donați sau acceptați de o particulă (moleculă sau ion) care reacționează într-o semireacție de oxidare sau de reducere.

Masa molară a echivalentului unei substanțe este masa unui mol din echivalentul unei substanțe, egală cu produsul factorului de echivalență cu masa molară a substanței, g/mol. Poate fi calculat folosind formula:

(2.6)

4.3. Prepararea unei soluții prin diluarea unei soluții mai concentrate cu o concentrație cunoscută

La efectuarea analizei titrimetrice, în unele cazuri este necesară prepararea unei soluții de substanță A cu un volum concentrație aproximativ cunoscută prin diluarea unei soluții mai concentrate.

Când soluția este diluată cu apă, cantitatea de substanță A sau cantitatea de substanță A nu se modifică, prin urmare, în conformitate cu expresiile (2.1) și (2.2), putem scrie:

(2.7)
(2.8)

unde indicii 1 și 2 se referă la soluții înainte și, respectiv, după diluare.

Din rapoartele obținute se calculează volumul unei soluții mai concentrate , care trebuie măsurat pentru a prepara o soluție dată.

4.4. Prepararea unui volum predeterminat de soluție prin cântărirea unei mase precis cunoscute

4.4.1. Calculul greutății eșantionului

Greutatea teoretică a probei substanță standard A, necesar pentru prepararea unui volum dat de soluție cu o concentrație cunoscută, se calculează din expresiile (2.1) și (2.2). Este egal cu:

(2.9)

dacă se utilizează concentrația molară a unei substanțe în soluție și:

(2.10)

dacă se foloseşte concentraţia molară a echivalentului substanţei în soluţie.

4.4.2. Calculul concentrației exacte a soluției preparate

Concentrația unei soluții de substanță A, preparată de o probă precisă de masă m (A), se calculează din relațiile (2.1-2.3), unde t(A)- masa practică a substanței A, luată din diferența dintre două cântăriri pe o balanță analitică.

4.5. Calculul concentrației titrantului în timpul standardizării acestuia

Volumul cunoscut al soluției standard cu concentrare titrată cu o soluție titrant de volum V (T)(sau vice versa). În acest caz, pentru reacția care are loc în soluție în timpul procesului de titrare , legea echivalentelor are forma:

și

De aici, se obține o expresie pentru calcularea concentrației molare a echivalentului de titrant din rezultatele titrarii:

(2.12)

4.6. Calculul masei analitului din soluția analizată4.6.1. titrare directă

Substanța care urmează să fie determinată în soluția analizată este titrată direct cu un titrant.

4.6.1.1. Calcul folosind concentrația molară echivalentă de titrant

O alicotă din soluția de analit titrat

soluție titrant cu volumul V(T). În acest caz, pentru reacția care are loc în soluție în timpul procesului de titrare:

legea echivalentelor are forma: și

(2.13)

Prin urmare, concentrația molară a echivalentului analitului, calculată din rezultatele titrarii, este egală cu:

(2.14)

Expresia rezultată este înlocuită în ecuația (2.2) și se obține o formulă pentru calcularea masei analitului într-un balon cu un volum conform rezultatelor titrarii directe:

(2.15)

Dacă, în timpul titrarii, o parte din titrant este consumată de reacția cu indicatorul, se efectuează un „experiment martor” și se determină volumul titrantului V „(T),

utilizat pentru titrarea indicatorului. În calcule, acest volum este scăzut din volumul titrantului, care a fost folosit pentru a titra soluția de analit. O astfel de modificare se face în timpul „experimentului martor” în toate formulele de calcul utilizate în analiza titrimetrică. De exemplu, formula (2.15) pentru calcularea masei analitului, ținând cont de „experimentul martor”, va arăta astfel:

(2.16)

4.6.1.2. Calcul folosind factorul de conversie titrimetric

Avem o soluție analizată cu un volum Pentru titrarea substanțelor similare

cota lui mil soluție de analit utilizat volumul de titrant V (T) cu factor de conversie titrimetric teoretic și factor de corecție F. Apoi masa analitului dintr-o alicotă este egală cu:

(2.17)

şi pe întreg volumul analizat

(2.18)

4.6.2. titrare de substituție

se adaugă un exces cunoscut de reactiv A și substituentul B este izolat într-o cantitate echivalentă cu analitul:

Substituentul B este titrat cu un titrant adecvat:

Legea echivalentelor pentru titrarea de substituție:

folosind relația (2.8) se poate scrie sub forma:

De aici, se obține o formulă pentru calcularea concentrației molare a echivalentului analitului în soluție în funcție de rezultatele titrarii de substituție:

care are aceeași formă ca în titrarea directă (2.14). De aceea, toate calculele masei analitului din problema analizată în timpul titrarii de substituție sunt efectuate conform formulelor (2.15-2.18) pentru titrarea directă. 4.6.3. Titrare înapoi

La o parte alicotă a analitului adăuga celebru excesul primului titrant :

Apoi, excesul de primul titrant nereacționat este titrat cu al doilea titrant, care consumă volumul :

Legea echivalentelor în acest caz poate fi scrisă astfel:

De aici, se calculează concentrația molară a echivalentului substanței X în soluție:

(2.19)

Înlocuiți expresia rezultată în ecuația (2.2) și obțineți o formulă pentru calcularea masei analitului din soluția analizată, egală cu volumul balonului, pe baza rezultatelor titrarii inverse:

5. Implementare și furnizare munca practica conform analizei titrimetrice

5.1. Dispoziții generale

La studierea secțiunii „Analiza titrimetrică”, este planificat să se lucreze pe următoarele subiecte.

Tema I Metode de titrare acido-bazică.

Tema II. Metode de titrare redox.

Subiectul III. Metode de titrare a precipitațiilor.

Subiectul IV. Metode de titrare complexometrică.

Lectia 1. Prepararea soluției de acid clorhidric și standardizarea acesteia.

Lectia 2. Determinarea masei alcaline în soluție. Determinarea masei carbonaților în soluție. Determinarea masei de alcali și carbonat în soluție în prezența articulației.

Lecția 3. Determinarea masei de amoniac în soluții de săruri de amoniu.

a) Controlul de testare 1.

b) Determinarea masei de amoniac în soluţii de săruri de amoniu. Lecția 4. Titrare permanganometrică.

a) Proba scrisă 1.

b) Determinarea masei de peroxid de hidrogen in solutie.

c) Determinarea masei de fier(II) într-o soluție de sare. Determinarea fracției de masă a fierului(II) într-o probă de sare.

Lecția 5. Titrare iodometrică.

a) Determinarea masei de peroxid de hidrogen in solutie.

b) Determinarea masei cuprului(II) in solutie. Lecția 6. titrare iodimetrică.

Lecția 7. Titrare bromatometrică. Determinarea masei de arsenic (III) in solutie.

Lecția 8. titrare bromometrică. Determinarea fracției masice de salicilat de sodiu din preparat.

Lecția 9. Titrare nitritometrică.

a) Controlul de testare 2.

b) Determinarea fracției de masă a novocainei din preparat. Lecția 10. Titrare argentometrică și hexacianoferratom-

titrare tric.

a) Proba scrisă 2.

b) Determinarea masei de bromură de potasiu și iodură de potasiu în soluție prin titrare argentometrică.

c) Determinarea masei de zinc în soluție prin titrare hexacianoferratometrică.

Lecția 11. Determinarea complexometrică a masei de zinc și plumb în soluție.

a) Controlul de testare 3.

b) Determinarea masei de zinc și plumb în soluție.

Lecția 12. Determinarea complexometrică a fierului(III) și calciului în soluție.

a) Proba scrisă 3.

b) Determinarea masei de fier(III) si calciu in solutie.

În funcție de situația specifică, este permisă efectuarea unor lucrări în timpul nu una, ci două lecții. De asemenea, este posibilă schimbarea calendarului controalelor testelor și testelor scrise.

La finalul fiecărei teme sunt date exemple de itemi de test pentru controlul intermediar al cunoștințelor elevilor, conținutul finalului scris munca de control, un exemplu de bilet de test scris.

La sfârșitul fiecărei lecții, elevul întocmește un protocol care cuprinde data și denumirea lucrării efectuate, esența metodologiei, ordinea lucrărilor, datele experimentale obținute, calcule, tabele, concluzii. Toate calculele rezultatelor analizei (concentrația soluției, masa analitului) sunt efectuate de studenți cu o precizie de a patra. cifra semnificativa, cu excepția cazului în care se menționează altfel în text.

Controlul intermediar al abilităților practice și al cunoștințelor teoretice se realizează cu ajutorul controlului testelor și testelor scrise.

5.2. Suport material pentru cursurile de analiză titrimetrică

Sticlărie: Biurete de 5 ml, pipete cotate de 2 și 5 ml, baloane cotate de 25, 50, 100 și 250 ml, baloane conice de 10-25 ml, sticle de sticlă, pâlnii de sticlă de 20-30 mm, baloane de sticlă simplă sau închisă la culoare cu o capacitate de 100, 200 și 500 ml, cilindri de măsurare cu o capacitate de 10, 100 ml.

Reactivi:În lucrare sunt utilizați reactivi de calificare „chimic pur”. și „ch.d.a.”, hârtie indicator.

Dispozitive: balante analitice cu greutati, balante tehnice cu greutati, cuptor, termometru de laborator cu cantar 20-100 °C, stative cu cleme de biureta si inele pentru plase de azbest, arzatoare pe gaz, bai de apa.

Materiale auxiliare și accesorii: detergenți (sodă, praf de spălat, amestec de crom), perii de spălat vase, becuri de cauciuc, plase de azbest, lipici de papetărie, creioane de sticlă, hârtie de filtru.

Bibliografie

1. Prelegeri pentru studenți la secțiunea „Analiză titrimetrică”.

2.Kharitonov Yu.Ya. Chimie analitică (analitică): În 2 volume - ed. 5 - M.: facultate, 2010 (denumit în continuare „Manualul”).

3.Lurie Yu.Yu. Handbook of Analytical Chemistry.- M.: Chemistry, 1989 (denumit în continuare „Manualul”).

4.Dzhabarov D.N. Culegere de exerciții și sarcini de chimie analitică.- Moscova: doctor rus, 2007.

Introducere

Atelierul de laborator se desfășoară în urma studierii cursului teoretic „Chimie analitică și FHMA” și servește la consolidarea și aprofundarea cunoștințelor dobândite.

Sarcina analizei cantitative este de a determina cantitatea (conținutul) de elemente (ioni), radicali, grupări funcționale, compuși sau faze din obiectul analizat. Acest curs acoperă metodele de bază ale analizei titrimetrice (volumice), metodele de titrare și aplicarea lor practică.

Înainte de începerea atelierului de laborator, elevii sunt instruiți cu privire la măsurile de siguranță. Înainte de efectuarea fiecărei lucrări, elevul trebuie să susțină un colocviu asupra secțiunilor indicate de profesor, precum și asupra metodologiei de realizare a analizei. Pentru asta ai nevoie de:

1) repetați secțiunea relevantă a cursului;

2) să se familiarizeze în detaliu cu metodologia lucrării;

3) compune ecuațiile reacțiilor chimice care stau la baza analizei chimice în curs;

4) să studieze caracteristicile analizei în ceea ce privește siguranța.

Pe baza rezultatelor lucrării, studenții întocmesc un raport, care ar trebui să indice:

· denumirea funcției;

· scopul lucrării;

· fundamentele teoretice ale metodei: esența metodei, ecuația de bază, calculele și construcția curbelor de titrare, alegerea indicatorului;

reactivii si echipamentele folosite in timpul lucrarii;

tehnica de analiza:

Pregătirea standardelor primare;

Pregatirea si standardizarea solutiei de lucru;

Determinarea conținutului de substanță de testat în soluție;

date experimentale;

· prelucrare statistică rezultatele analizei;

· concluzii.

METODE TITRIMETRICE DE ANALIZĂ

Metoda titrimetrică de analiză se bazează pe măsurarea volumului unui reactiv de concentrație exact cunoscută (titrant) cheltuit într-o reacție chimică cu substanța care se determină.

Procedura de determinare (titrare) constă în faptul că se adaugă prin picurare un titrant dintr-o biuretă la un volum precis cunoscut al unei soluții a unui analit cu o concentrație necunoscută până la atingerea punctului de echivalență.

Unde X– substanță determinată; R- titrant, P este produsul de reacție.

Punct de echivalență (adică)- aceasta este starea teoretică a soluției, care apare în momentul adăugării unei cantități echivalente de titrant R la analit X. În practică, titrantul se adaugă substanței de determinat până la atingerea punctului final al titrarii (k.t.t.), care este înțeles ca o indicație vizuală a punctului de echivalență, momentul schimbării culorii indicatorului adăugat la soluție. . Pe lângă indicația vizuală, punctul de echivalență poate fi înregistrat prin metode instrumentale. În acest caz, punctul final al titrarii (c.t.t.) este înțeles ca momentul unei schimbări bruște cantitate fizica măsurată în timpul procesului de titrare (intensitatea curentului, potențialul, conductivitatea electrică etc.).

Metoda titrimetrică de analiză utilizează următoarele tipuri reacții chimice: reacții de neutralizare, reacții redox, reacții de precipitare și reacții de complexare.

În funcție de tipul de reacție chimică utilizată, se disting următoarele: metode de analiză titrimetrică:

– titrare acido-bazică;

– titrarea precipitatiilor;

– titrare complexometrică sau complexometrie;

– titrare redox sau titrare redox.

Reacțiile utilizate în metoda titrimetrică de analiză sunt următoarele: cerințe:

Reacția trebuie să se desfășoare în rapoarte stoichiometrice, fără reacții secundare;

reacția ar trebui să decurgă aproape ireversibil (≥ 99,9%), constanta de echilibru a reacției K p > 10 6, precipitatele formate ar trebui să aibă solubilitate S < 10 -5 моль/дм 3 , а образующиеся комплексы – К уст > 10 -6 ;

Reacția trebuie să se desfășoare cu o viteză suficient de mare;

Reacția trebuie să aibă loc la temperatura camerei;

Punctul de echivalență trebuie fixat în mod clar și fiabil într-un fel.

Metode de titrare

În orice metodă de analiză titrimetrică, există mai multe metode de titrare. Distinge titrare înainte, titrare inversă și titrare de substituție .

titrare directă– titrantul se adaugă prin picurare în soluția de analit până la atingerea punctului de echivalență.

Schema de titrare: X+R=P.

Legea echivalentelor pentru titrarea directă:

C (1/z) X V X = C (1/z) R V R . (2)

Cantitatea (masa) de analit conținută în soluția de testat se calculează folosind legea echivalenților (pentru titrare directă)

m X = C (1/z)R V R M (1/z) X٠10 -3 , (3)

Unde C (1/z) R– concentrația molară a echivalentului titrant, mol/dm 3 ;

V R este volumul titrantului, cm3;

M( 1/ z) X este masa molară a echivalentului analitului;

C (1/z) X– concentrația molară a echivalentului de analit, mol/dm 3 ;

V X este volumul analitului, cm3.

Titrare înapoi- se folosesc doi titrant. Primul
volumul exact al primului titrant este adăugat la soluția analizată ( R1) luate în exces. Restul titrantului nereacționat R1 este titrat cu al doilea titrant ( R2). Cantitatea de titrant R1, a petrecut
privind interacțiunea cu substanța analizată ( X) este determinată de diferența dintre volumul adăugat de titrant R1 (V 1) și volumul titrantului R2 (V 2) a reziduului de titrant cheltuit la titrare R1.

Schema de titrare: X + R1 exces fix = P1 (R1 rest).

R1 rest + R2 = P2.

Când se utilizează titrarea inversă, legea echivalentelor se scrie după cum urmează:

Masa analitului în cazul titrarii inverse se calculează prin formula

Metoda de titrare inversă este utilizată în cazurile în care este imposibil să se selecteze un indicator adecvat pentru o reacție directă sau se procedează cu dificultăți cinetice (viteză scăzută de reacție chimică).

Titrare de substituție (titrare indirectă)- utilizat în cazurile în care titrarea directă sau inversă a analitului este imposibilă sau dificilă sau nu există un indicator adecvat.

La analit X adăugați orice reactiv DARîn exces, la interacțiunea cu care se eliberează o cantitate echivalentă dintr-o substanță R. Apoi produsul de reacție R titrat cu un titrant adecvat R.

Schema de titrare: X + DAR exces = P1.

P1 + R = P2.

Legea echivalentelor pentru titrarea de substituție este scrisă după cum urmează:

Deoarece numărul de echivalenţi ai analitului Xși produs de reacție R sunt aceleași, calculul masei analitului în cazul titrarii indirecte se calculează prin formula

m X = C (1/z) R V R M (1/z) X٠10 -3 . (7)

Reactivi

1. Acid succinic H 2 C 4 H 4 O 4 (pur chimic) - standard primar.

2. O soluție de hidroxid de sodiu NaOH cu o concentrație molară
~2,5 mol/dm 3

3. H2O distilat.

Echipamente elevii se descriu pe ei înșiși.

Progresul lucrării:

1. Prepararea etalonului primar de acid succinic HOOCCH 2 CH 2 COOH.

Acidul succinic se prepară cu un volum de 200,00 cm 3 cu o concentrație echivalentă molară mol/dm 3.

g/mol.

Ecuația reacției:

Prelevarea unei probe (cântărire):

Greutatea probei

Balama cantitativ transferat într-un balon cotat cm 3), se adaugă 50 - 70 cm 3 de apă distilată, se amestecă până când acidul succinic este complet dizolvat, se aduce la semn cu apă distilată
și amestecați bine.

numara
conform formulei

Reactivi

1. Carbonat de sodiu Na 2 CO 3 (pur chimic) - standard primar.

2. H2O distilat.

3. Acid clorhidric HCI concentrație 1:1 (r=1,095 g/cm3).

4. Indicator acido-bazic (selectat din curba de titrare).

5. Indicator mixt - metil portocaliu și albastru de metilen.

Progresul lucrării:

1. Prepararea etalonului primar de carbonat de sodiu (Na 2 CO 3).

Se prepară o soluție de carbonat de sodiu cu un volum de 200,00 cm 3 cu o concentrație echivalentă molară mol/dm 3.

Calculul masei probei, g: (masa este luată cu o precizie de a patra zecimală).

Ecuații de reacție:

1) Na2C03 + HCI = NaHC03 + NaCI

2) NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2

_____________________________________

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2

H2CO3 este un acid slab (K a1= 10 -6,35, K a2 = 10 -10,32).

Prelevarea unei probe (cântărire):

Greutatea sticlei de ceas (sticlă)

Greutatea sticlei de ceas (sticlă) cu balama

Greutatea probei

Balama cantitativ transferat într-un balon cotat cm 3), se adaugă 50 - 70 cm 3 de apă distilată, se amestecă până când carbonatul de sodiu este complet dizolvat, se aduce la semn cu apă distilată
și amestecați bine.

Concentrația reală a standardului primar numara
conform formulei

2. Prepararea și standardizarea titrantului (soluție de HCI)

Se prepară o soluție de acid clorhidric cu un volum de aproximativ 500 cm3
cu o concentrație echivalentă molară de aproximativ 0,05÷0,06 mol / dm 3)

Titrant - o soluție de acid clorhidric cu o concentrație aproximativă de 0,05 mol / dm 3 se prepară din acid clorhidric diluat 1: 1 (r = 1,095 g / cm 3).

Standardizarea soluției HCI se efectuează conform standardului primar Na2CO3 prin titrare directă, metoda pipetării.

Indicatorul se alege în funcție de curba de titrare a carbonatului de sodiu cu acid clorhidric (Fig. 4).

Orez. 4. Curba de titrare a soluţiei de 100,00 cm 3 Na 2 CO 3 cu DIN\u003d 0,1000 mol / dm 3 cu o soluție de HCI cu C1/z\u003d 0,1000 mol / dm 3

Când titrați până la al doilea punct de echivalență, utilizați indicatorul metil portocaliu, soluție apoasă 0,1% (pT = 4,0). Schimbarea culorii de la galben la portocaliu (culoarea trandafirului de ceai). Interval de tranziție
(pH = 3,1 - 4,4).

Schema 3. Standardizarea soluției de HCl

Pune o alicotă de 25,00 cm3 de soluție standard de Na 2 CO 3 (cu o pipetă) într-un balon de titrare conic de 250 cm 3 , se adaugă 2-3 picături de metil portocală, se diluează cu apă la 50-75 cm 3 și se titraază cu acid clorhidric soluție până când culoarea se schimbă.de la galben la culoarea „trandafir de ceai” dintr-o picătură de titrant. Titrarea se efectuează în prezența unui „martor” (soluția originală de Na 2 CO 3 cu un indicator). Rezultatele titrării sunt înscrise în tabel. 4. Concentraţia acidului clorhidric este determinată de legea echivalentelor: .

Tabelul 4

Rezultatele standardizării soluției de acid clorhidric

Sarcini

1. Formulați conceptul de echivalent în reacțiile acido-bazice. Calculați echivalenții de sodă și acid fosforic în următoarele reacții:

Na 2 CO 3 + HCl \u003d NaHCO 3 + NaCl

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O

H3P04 + NaOH = NaH2P04 + H2O

H 3 PO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 O

H 3 PO 4 + 3NaOH \u003d Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Scrieți ecuațiile de reacție dintre acid clorhidric, acid sulfuric, hidroxid de sodiu, hidroxid de aluminiu, carbonat de sodiu, bicarbonat de potasiu și calculați masa echivalentă a acestor substanțe.

3. Se trasează o curbă de titrare pentru 100,00 cm 3 de acid clorhidric cu o concentrație molară echivalentă de 0,1 mol/dm 3 cu hidroxid de sodiu cu o concentrație molară echivalentă de 0,1 mol/dm 3 . Selectați Indicatori posibili

4. Trasează o curbă de titrare pentru 100,00 cm 3 de acid acrilic (CH 2 = CHCOOH, pK A= 4,26) cu o concentrație echivalentă molară
0,1 mol / dm 3 hidroxid de sodiu cu o concentrație echivalentă molară
0,1 mol/dm3. Cum se modifică compoziția unei soluții în timpul titrarii? Selectați indicatori posibili și calculați eroarea de titrare a indicatorului.

5. Trasați curba de titrare pentru hidrazină (N 2 H 4 + H 2 O, pK b= 6,03)
cu o concentraţie molară de echivalent de 0,1 mol/dm 3 acid clorhidric
cu o concentrație molară de echivalent de 0,1 mol / dm 3. Care este asemănarea
și diferența dintre calculele pH-ului și curba de titrare în comparație cu curba de titrare a unui acid slab cu un alcalin? Selectați Indicatori posibili
și calculați eroarea de titrare a indicatorului.

6. Calculați coeficienții de activitate și concentrațiile active ale ionilor
în soluție de sulfat de aluminiu 0,001 M, carbonat de sodiu 0,05 M, clorură de potasiu 0,1 M.

7. Calculați pH-ul unei soluții de metilamină 0,20 M dacă ionizarea acesteia într-o soluție apoasă este descrisă de ecuație

B + H 2 O \u003d VN + + OH -, K b\u003d 4,6 × 10 - 3, unde B este baza.

8. Calculați constanta de disociere a acidului hipocloros HOCl dacă o soluție 1,99 × 10 - 2 M are pH = 4,5.

9. Calculați pH-ul unei soluții care conține 6,1 g/mol de acid glicolic (CH 2 (OH) COOH, K A= 1,5 × 10 - 4).

10. Calculați pH-ul unei soluții obținute prin amestecarea a 40 ml dintr-o soluție de acid clorhidric 0,015 M cu:

a) 40 ml apă;

b) 20 ml soluţie de hidroxid de sodiu 0,02 M;

c) 20 ml soluţie de hidroxid de bariu 0,02 M;

d) 40 ml de soluție 0,01 M de acid hipocloros, K A=5,0 × 10 - 8 .

11. Calculați concentrația ionului acetat într-o soluție de acid acetic
cu o fracție de masă de 0,1%.

12. Calculați concentrația ionului de amoniu într-o soluție de amoniac cu o fracție de masă de 0,1%.

13. Calculați masa probei de carbonat de sodiu necesară pentru prepararea a 250,00 ml de soluție 0,5000 M.

14. Calculați volumul de soluție de acid clorhidric cu o concentrație molară echivalentă de 11 mol/l și volumul de apă care trebuie luat pentru a prepara 500 ml soluție de acid clorhidric 0,5 M.

15. S-au dizolvat 0,15 g de magneziu metalic în 300 ml de soluţie 0,3% de acid clorhidric. Calculați concentrația molară a ionilor de hidrogen, magneziu și clor în soluția rezultată.

16. La amestecarea a 25,00 ml de soluție de acid sulfuric cu o soluție de clorură de bariu s-au obținut 0,2917 g de sulfat de bariu. Determinați titrul soluției de acid sulfuric.

17. Calculați masa de carbonat de calciu care a reacționat
cu 80,5 mmol acid clorhidric.

18. Câte grame de fosfat de sodiu monobazic trebuie adăugate
la 25,0 ml soluție de hidroxid de sodiu 0,15 M pentru a obține o soluție cu pH = 7? Pentru acid fosforic pK a1= 2,15; pK a2= 7,21; pK a3 = 12,36.

19. Titrarea a 1,0000 g de acid sulfuric fumant, diluat cu grijă cu apă, consumă 43,70 ml soluție de hidroxid de sodiu 0,4982 M. Se știe că acidul sulfuric fumant conține anhidridă sulfuric dizolvată în acid sulfuric anhidru. Calculați fracția de masă a anhidridei sulfurice în acid sulfuric fumos.

20. Eroarea absolută de măsurare a volumului cu o biuretă este de 0,05 ml. calculati eroare relativă măsurători de volume în 1; 10 și 20 ml.

21. Se prepară o soluție într-un balon cotat cu o capacitate de 500,00 ml.
dintr-o probă de 2,5000 g carbonat de sodiu. Calculati:

a) concentrația molară a soluției;

b) concentraţia molară a echivalentului (½ Na 2 CO 3);

c) titrul soluţiei;

d) titrul pentru acid clorhidric.

22. Care este volumul unei soluții de carbonat de sodiu 10% cu o densitate
1,105 g / cm 3 trebuie să luați pentru gătit:

a) 1 litru de soluţie cu un titru de ТNa 2 CO 3 = 0,005000 g/cm 3 ;

b) 1 litru de soluție cu ТNa 2 CO 3 /HCl = 0,003000 g/cm 3?

23. Ce volum de acid clorhidric cu o fracție de masă de 38,32% și o densitate de 1,19 g/cm 3 trebuie luat pentru a prepara 1500 ml de soluție 0,2 M?

24. Ce volum de apă trebuie adăugat la 1,2 litri de HCl 0,25 M pentru a prepara o soluție 0,2 M?

25. Din 100 g hidroxid de sodiu tehnic conţinând 3% carbonat de sodiu şi 7% impurităţi indiferente, s-a preparat 1 litru de soluţie. Calculați concentrația molară și titrul de acid clorhidric al soluției alcaline rezultate, presupunând că carbonatul de sodiu este titrat la acid carbonic.

26. Există o probă care poate conține NaOH, Na 2 CO 3 , NaHCO 3 sau un amestec al acestor compuși cântărind 0,2800 g. Proba a fost dizolvată în apă.
Titrarea soluției rezultate în prezența fenolftaleinei consumă 5,15 ml, iar în prezența metil-orange - 21,45 ml acid clorhidric cu o concentrație echivalentă molar de 0,1520 mol / l. Determinați compoziția probei și fracțiunile de masă ale componentelor din eșantion.

27. Desenați o curbă de titrare de 100,00 cm 3 a soluției de amoniac 0,1000 M cu soluție de acid clorhidric 0,1000 M, justificați alegerea indicatorului.

28. Calculați pH-ul punctului de echivalență, începutul și sfârșitul titrarii a 100,00 cm 3 0,1000 M soluție de acid malonic (HOOCCH 2 COOH) 0,1000 M soluție de hidroxid de sodiu (pK a 1= 1,38; RK a 2=5,68).

29. Pentru titrarea a 25,00 cm 3 dintr-o soluție de carbonat de sodiu cu o concentrație molară de echivalent de 0,05123 mol / dm 3 s-au dus 32,10 cm 3 de acid clorhidric. Calculați concentrația molară a echivalentului de acid clorhidric.

30. Câți ml de soluție de clorură de amoniu 0,1 M trebuie adăugate
la 50,00 ml de soluție de amoniac 0,1 M pentru a face o soluție tampon
cu pH=9,3.

31. Amestecul de acizi sulfuric și fosforic a fost transferat într-un balon cotat cu un volum de 250,00 cm 3 . Pentru titrare au fost prelevate două probe de 20,00 cm 3, una a fost titrată cu o soluție de hidroxid de sodiu cu o concentrație molară a echivalentului
0,09940 mol / dm 3 cu indicator metil portocaliu, iar al doilea cu fenolftaleină. Consumul de hidroxid de sodiu în primul caz a fost de 20,50 cm 3 iar în al doilea de 36,85 cm 3 . Determinați masele de acizi sulfuric și fosforic din amestec.

În complexometrie

Până la punctul de echivalență =( C M V M- C EDTA V EDTA)/( V M+ V EDTA). (21)

La punctul de echivalență = . (22)

După punctul de echivalență = . (23)

Pe fig. 9 prezintă curbele de titrare a ionului de calciu în soluții tampon cu valori diferite ale pH-ului. Se poate observa că titrarea Ca 2+ este posibilă numai la pH ³ 8.

Reactivi

2. H2O distilat.

3. Soluție standard de Mg (II) cu concentrație molară
0,0250 mol/dm 3.

4. Tampon amoniac pH = 9,5.

5. O soluție de hidroxid de potasiu KOH cu o fracție de masă de 5%.

6. T negru eriocrom, amestec indicator.

7. Calcon, amestec indicator.

Baza teoretica metodă:

Metoda se bazează pe interacțiunea ionilor de Ca 2+ și Mg 2+ cu sarea disodică a acidului etilendiaminotetraacetic (Na 2 H 2 Y 2 sau Na-EDTA) cu formarea de complexe stabili în raportul molar M:L=1 :1 într-un anumit interval de pH.

Pentru a fixa punctul de echivalență în determinarea Ca 2+ și Mg 2+, se folosesc calcon și negru eriocrom T.

Determinarea Ca 2+ se realizează la pH ≈ 12, în timp ce Mg 2+ este
în soluție sub formă de precipitat de hidroxid de magneziu și nu este titrat cu EDTA.

Mg 2+ + 2OH - \u003d Mg (OH) 2 ↓

Ca 2+ + Y 4- " CaY 2-

La pH ≈ 10 (soluție tampon de amoniac), Mg 2+ și Ca 2+ sunt
în soluţie sub formă de ioni şi cu adaos de EDTA sunt titrate împreună.

Ca 2+ + HY 3- « CaY 2- + H +

Mg2+ + HY3- «MgY2- + H+

Pentru a determina volumul de EDTA cheltuit la titrarea Mg 2+,
din volumul total utilizat pentru titrarea amestecului la pH ≈ 10, scade volumul utilizat pentru titrarea Ca 2+ la pH ≈ 12.

Pentru a crea pH ≈ 12, se folosește o soluție de KOH 5%, pentru a crea
pH ≈ 10 folosind soluție tampon de amoniac (NH 3 × H 2 O + NH 4 Cl).

Progresul lucrării:

1. Standardizarea titrantului - soluție EDTA (Na 2 H 2 Y)

Soluția de EDTA este preparată cu o concentrație aproximativă de 0,025 M
din soluție ≈ 0,05 M, diluând-o cu apă distilată de 2 ori. Pentru standardizarea EDTA, se folosește o soluție standard de MgS04.
cu o concentrație de 0,02500 mol/dm3.

Schema 5. Standardizarea titrantului - soluție EDTA

Într-un balon conic pentru titrare cu o capacitate de 250 cm 3 se pun 20,00 cm 3 dintr-o soluție standard de MgSO 4 cu o concentrație de 0,02500 mol/dm 3, ~ 70 cm 3 apă distilată, ~ 10 cm 3 dintr-un Se adaugă soluție tampon de amoniac cu un pH de ~ 9,5 - 10 și se adaugă indicatorul eriocrom negru T aproximativ 0,05 g
(în vârful spatulei). În acest caz, soluția devine roșie vin. Soluția din balon este titrată lent cu soluție de EDTA până când culoarea se schimbă de la roșu vin la verde. Rezultatele titrării sunt înscrise în tabel. 6. Concentrația de EDTA este determinată de legea echivalentelor: .

Tabelul 6

Rezultatele standardizării soluției de EDTA

2. Determinarea conținutului de Ca 2+

Curbele de titrare Ca 2+ soluție de EDTA la pH=10 și pH=12 se construiesc independent.

Soluția problemei într-un balon cotat a fost adusă la semn cu apă distilată și amestecată bine.

Schema 6. Determinarea conținutului de Ca 2+ în soluție

O alicotă din soluția de testat de 25,00 cm3 care conține calciu și magneziu este plasată într-un balon conic pentru titrare cu o capacitate de 250 cm3, se adaugă ~ 60 cm3 apă, ~10 cm3 dintr-o soluție de KOH 5%. După precipitarea unui precipitat amorf de Mg (OH) 2 ↓, se adaugă la soluție indicatorul calcon aproximativ 0,05 g (în vârful unei spatule) și se titrează încet cu o soluție de EDTA până când culoarea se schimbă de la roz la albastru pal. Rezultatele titrarii ( V 1) se trec în tabel.7.

Tabelul 7

numărul de experiență		Volumul EDTA, cm 3	Conținut de Ca 2+ în soluție, g
	25,00
	25,00
	25,00
	25,00
	25,00

3. Determinarea conţinutului de Mg 2+

Curba de titrare a soluției de Mg 2+ de EDTA la pH=10 se construiește independent.

Schema 7. Determinarea conţinutului de Mg 2+ în soluţie

O parte alicotă de 25,00 cm 3 din soluția de testat care conține calciu și magneziu este plasată într-un balon conic pentru titrare cu o capacitate de 250 cm 3, ~ 60 cm 3 de apă distilată, ~ 10 cm 3 de soluție tampon de amoniac cu pH se adaugă ~ 9,5–10 și se adaugă un indicator negru eriocrom T aproximativ 0,05 g
(în vârful spatulei). În acest caz, soluția devine roșie vin. Soluția din balon este titrată lent cu soluție de EDTA până când culoarea se schimbă de la roșu vin la verde. Rezultatele titrarii ( V 2) sunt introduse în tabel. opt.

Tabelul 8

Rezultatele titrarii unei soluții care conține calciu și magneziu

numărul de experiență	Volumul soluției investigate, cm 3	Volumul EDTA, V∑ , cm 3	Conținutul de Mg 2+ în soluție, g
	25,00
	25,00
	25,00
	25,00
	25,00

Reactivi

1. Soluție de EDTA cu o concentrație molară de ~ 0,05 mol / dm 3.

2. Soluție standard de Cu(II) cu un titru de 2,00×10 -3 g/dm3.

3. H2O distilat.

4. Tampon amoniac cu pH ~ 8 - 8,5.

5. Murexide, amestec indicator.

Sarcini

1. Calculați α 4 pentru EDTA la pH=5 dacă constantele de ionizare a EDTA sunt după cum urmează: K 1 =1.0 10 -2 , K 2 =2.1 10 -3 , K 3 =6.9 10 -7 , K 4 \u003d 5.5 10 -11.

2. Trasați o curbă de titrare pentru 25,00 ml de soluție de nichel 0,020 M cu soluție de EDTA 0,010 M la pH=10 dacă constanta de stabilitate este
K NiY = 10 18,62. Calculați p după adăugarea a 0,00; ora 10.00; ora 25.00; 40,00; 50,00 și 55,00 ml de titrant.

3. Pentru titrare 50,00 ml dintr-o soluție care conține ioni de calciu
și magneziu, a fost nevoie de 13,70 ml de soluție de EDTA 0,12 M la pH=12 și 29,60 ml la pH=10. Exprimați concentrațiile de calciu și magneziu din soluție în mg/ml.

4. La analiza, s-au găsit 0,2173 g oxid de calciu și 0,0927 g oxid de magneziu în 1 litru de apă. Calculați ce volum de 0,0500 mol/l EDTA a fost utilizat pentru titrare.

5. Pentru titrarea a 25,00 ml dintr-o soluție standard care conține 0,3840 g sulfat de magneziu s-au folosit 21,40 ml soluție Trilon B. Calculați titrul acestei soluții după carbonat de calciu și concentrația molară a acesteia.

6. Pe baza constantelor de formare (stabilitate) a complexonaților metalici prezentate mai jos, se evaluează posibilitatea de titrare complexometrică a ionilor metalici la pH = 2; 5; zece; 12.

7. La titrarea unei soluții 0,01 M Ca 2+ cu o soluție 0,01 M EDTA la pH=10, constanta de stabilitate K CaY = 10 10,6. Calculați care ar trebui să fie constanta de stabilitate condiționată a complexului metalului cu indicatorul la pH=10, dacă la punctul final al titrarii =.

8. Constanta de ionizare acidă a indicatorului utilizat în titrarea complexometrică este 4,8·10 -6 . Calculați conținutul formelor acide și alcaline ale indicatorului la pH = 4,9, dacă concentrația totală a acestuia în soluție este de 8,0·10 -5 mol/l. Determinați posibilitatea utilizării acestui indicator la titrarea soluției
cu pH=4,9 dacă culoarea formei sale acide se potrivește cu culoarea complexului.

9. Pentru a determina conținutul de aluminiu din probă, s-a dizolvat o porție de 550 mg din probă și s-au adăugat 50,00 ml de soluție de complexonă III 0,05100 M. Excesul din acesta din urmă a fost titrat cu 14,40 ml de soluție 0,04800 M de zinc (II). Calculați fracția de masă a aluminiului din probă.

10. Când un complex care conține ioni de bismut și iodură este distrus, aceștia din urmă sunt titrați cu soluție de Ag(I), iar bismut cu complexon III.
Titrarea unei soluții care conține 550 mg dintr-o probă necesită 14,50 ml dintr-o soluție 0,05000 M de complexonă III, iar titrarea ionului de iodură conținut în 440 mg dintr-o probă necesită 23,25 ml dintr-o soluție 0,1000 M Ag(I). Calculați numărul de coordonare al bismutului din complex dacă ionii de iodură sunt ligand.

11. O probă cântărind 0,3280 g care conține Pb, Zn, Cu a fost dizolvată
şi transferat într-un balon cotat de 500,00 cm3. Determinarea a fost efectuată în trei etape:
a) titrarea primei porţiuni dintr-o soluţie cu un volum de 10,00 cm3 conţinând Pb, Zn, Cu, uzată 37,50 cm3 0,0025 M soluţie EDTA; b) Cu a fost mascat în a doua porţiune de 25,00 cm3 şi 27,60 cm3 EDTA a fost utilizat pentru titrarea Pb şi Zn; c) în a treia porțiune de 100,00 cm 3 Zn mascat
şi Cu, 10,80 cm3 de EDTA au fost cheltuiţi pentru titrarea Pb. Determinați fracția de masă a Pb, Zn, Cu din probă.

Curbele de titrare

În redoxmetrie, curbele de titrare sunt trasate în coordonate E = f(C R),
ele ilustrează modificarea grafică a potențialului sistemului în timpul titrarii. Înainte de punctul de echivalență, potențialul sistemului se calculează din raportul dintre concentrațiile formelor oxidate și reduse ale analitului (deoarece până la punctul de echivalență una dintre formele titrantului este practic absentă), după punctul de echivalență. - din raportul dintre concentrațiile formelor oxidate și reduse ale titrantului (deoarece după punctul de echivalență analitul este titrat aproape complet).

Potențialul la punctul de echivalență este determinat de formulă

, (26)

unde este numărul de electroni care participă la semireacții;

sunt potențiale standard ale electrodului de semireacții.

Pe fig. 10 prezintă curba de titrare a unei soluții de acid oxalic H 2 C 2 O 4 cu o soluție de permanganat de potasiu KMnO 4 într-un mediu acid
(= 1 mol / dm 3).

Orez. 10. Curba de titrare a soluției oxalice de 100,00 cm 3

acid H2C2O4s C1/z\u003d 0,1000 mol / dm 3 cu o soluție de permanganat

potasiu KMnO 4 s C1/z\u003d 0,1000 mol / dm 3 la \u003d 1 mol / dm 3

Potențial de semireacție MnO 4 - + 5 e+ 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O depinde de pH-ul mediului, deoarece ionii de hidrogen participă la semireacție.

permanganatometrie

Titrantul este o soluție de permanganat de potasiu KMnO 4, care este agent oxidant puternic. Ecuația de bază:

MnO 4 - + 8H + + 5e \u003d Mn 2+ + 4H 2 O, = +1,51 V.

M 1 / z (KMnO 4) \u003d g/mol.

In medii usor acide, neutre si usor alcaline, datorita potentialului redox mai mic, ionul permanganat se reduce la Mn +4.

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e \u003d MnO 2 ¯ + 4OH -, = +0,60 V.

M 1 / z (KMnO 4) \u003d 158,03 / 3 \u003d 52,68 g / mol.

Într-un mediu alcalin, o soluție de permanganat de potasiu este redusă
până la Mn+6.

MnO 4 - + 1e \u003d MnO 4 2-, = +0,558 V.

M 1 / z (KMnO 4) \u003d 158,03 g / mol.

Pentru a evita reacțiile secundare, titrarea cu permanganat de potasiu se efectuează într-un mediu acid, care este creat cu acid sulfuric. Nu se recomandă utilizarea acidului clorhidric pentru a crea un mediu, deoarece permanganatul de potasiu este capabil să oxideze ionul de clorură.

2Cl - - 2e \u003d Cl 2, \u003d +1,359 V.

Cel mai adesea, ca soluție se folosește permanganatul de potasiu
cu o concentrație molară echivalentă de ~ 0,05 - 0,1 mol / dm 3. Nu este un standard primar datorită faptului că soluțiile apoase de permanganat de potasiu sunt capabile să oxideze apa și impuritățile organice din el:

4MnO 4- + 2H 2 O \u003d 4MnO 2 ¯ + 3O 2 + 4OH -

Descompunerea soluțiilor de permanganat de potasiu este accelerată în prezența dioxidului de mangan. Deoarece dioxidul de mangan este un produs de descompunere al permanganatului, acest precipitat are efect autocatalitic la procesul de descompunere.

Permanganatul de potasiu solid utilizat pentru prepararea soluțiilor este contaminat cu dioxid de mangan, astfel încât este imposibil să se pregătească o soluție dintr-o probă exactă. Pentru a obține o soluție suficient de stabilă de permanganat de potasiu, după dizolvarea unei probe de KMnO 4 în apă, se lasă într-o sticlă închisă la culoare timp de câteva zile (sau se fierbe), apoi se separă MnO 2 ¯ prin filtrare prin sticlă filtru (nu folosiți filtru de hârtie, deoarece reacționează cu permanganatul de potasiu, formând dioxid de mangan).

Culoarea soluției de permanganat de potasiu este atât de intensă încât
că indicatorul din această metodă nu este necesar. Pentru a da o culoare roz vizibilă la 100 cm 3 de apă, este suficient 0,02 - 0,05 cm 3 dintr-o soluție de KMnO 4
cu o concentrație molară echivalentă de 0,1 mol/dm 3 (0,02 M). Culoarea permanganatului de potasiu la punctul final al titrarii este instabilă și se decolorează treptat ca urmare a interacțiunii excesului de permanganat.
cu ioni de mangan (II) prezenți la punctul final într-o cantitate relativ mare:

2MnO 4 - + 3Mn 2+ + 2H 2 O « 5MnО 2 ¯ + 4H +

Standardizare soluție de lucru KMnO4 consumat pe oxalat de sodiu sau acid oxalic (proaspăt recristalizat și uscat la 105°C).

Utilizați soluții de standarde primare cu o concentrație echivalentă molară DIN(½ Na 2 C 2 O 4) \u003d 0,1000 sau 0,05000 mol / l.

C 2 O 4 2- - 2e ® 2CO 2, \u003d -0,49 V

Analiza titrimetrică este o metodă de determinare a cantității unei substanțe prin măsurarea exactă a volumului soluțiilor de substanțe care reacţionează între ele.

Titrul- cantitatea de substanță conținută în 1 ml. soluție sau echivalent cu analitul. De exemplu, dacă titrul de H2SO4 este de 0,0049 g/ml, aceasta înseamnă că fiecare ml de soluție conține 0,0049 g de acid sulfuric.

O soluție al cărei titru este cunoscut se numește titrată. Titrare- procesul de adăugare la soluția de testat sau o alicotă dintr-o cantitate echivalentă dintr-o soluție titrată. În acest caz, se folosesc soluții standard - canale fixe- soluţii cu concentraţia exactă a substanţei (Na 2 CO 3, HCl).

Reacția de titrare trebuie să îndeplinească următoarele cerințe:

viteză mare de reacție;

reacția trebuie să continue până la finalizare;

reacția trebuie să fie foarte stoechiometrică;

au o metodă convenabilă de fixare a sfârșitului reacției.

HCl + NaOH → NaCI + H2O

Sarcina principală a analizei titrimetrice este nu numai utilizarea unei soluții de concentrație exact cunoscută (fixanală), ci și determinarea corectă a punctului de echivalență.

Există mai multe moduri de a fixa un punct de echivalență:

În funcție de culoarea intrinsecă a ionilor elementului care se determină, de exemplu, manganul sub formă de anionMNO 4 -

Pe fondul martor

Exemplu: Ag + + Cl - „AgCl $

Ag + + CrO 4 "Ag 2 CrO $ 4 (culoare portocalie strălucitoare)

În balon se adaugă o cantitate mică de sare K 2 CrO 4 unde este necesară determinarea ionului de clor (martor). Apoi, substanța de testat este adăugată treptat din biuretă, în timp ce ionii de clorură sunt primii care reacţionează și se formează un precipitat alb (AgCl), adică PR AgCl<< ПР Ag2Cr O4.

Astfel, o picătură suplimentară de nitrat de argint va da o culoare portocalie strălucitoare, deoarece tot clorul a reacționat deja.

III. Utilizarea indicatorilor: de exemplu, indicatorii acido-bazici sunt utilizați în reacția de neutralizare: turnesol, fenolftaleină, metil portocală - compuși organici care își schimbă culoarea la trecerea dintr-un mediu acid în alcalin.

Indicatori- coloranti organici care isi schimba culoarea cand se schimba aciditatea mediului.

Schematic (omitând formele intermediare), echilibrul indicator poate fi reprezentat ca o reacție acido-bazică

HIn + H2O In - + H3O+

H2O
H++OH-

H + + H2O
H3O+

Zona de tranziție a culorii indicatorului (poziția și intervalul) este afectată de toți factorii care determină constanta de echilibru (tăria ionică, temperatură, substanțe străine, solvent), precum și de indicator.

Clasificarea metodelor de analiză titrimetrică.

titrare acido-bazică (neutralizare): această metodă determină cantitatea de acid sau alcali din soluția analizată;

precipitare și complexare (argentometrie)

Ag + + Cl - "AgCl $

titrare redox (redoximetrie):

a) permanganatometrie (KMnO 4);

b) iodometrie (Y 2);

c) bromatometrie (KBrO3);

d) dicromatometrie (K2Cr2O7);

e) cerimetrie (Ce(SO 4) 2);

f) vanadometrie (NH4VO3);

g) titanometrie (TiCl 3), etc.